Wondershare EdrawMind
Galleria mappe mentale Chimica Fisica-Elettrochimica
- 10
Chimica Fisica-Elettrochimica
Questo è un articolo sulla differenza tra celle elettrochimiche irreversibili, celle elettrochimiche reversibili e celle elettrochimiche irreversibili (il contenuto principale include: risoluzione dei problemi delle reazioni degli elettrodi nel processo di elettrolisi, fenomeni di polarizzazione e relazione tra tensione e corrente della cella elettrolitica.
Modificato alle 2024-03-31 10:00:42
- Breve storia del tempo
Questa è una mappa mentale su una breve storia del tempo. "Una breve storia del tempo" è un'opera scientifica popolare con un'influenza di vasta portata. Non solo introduce i concetti di base della cosmologia e della relatività, ma discute anche dei buchi neri e dell'espansione dell'universo. questioni scientifiche all’avanguardia come l’inflazione e la teoria delle stringhe.
- Il coraggio di essere odiato
Dopo aver letto "Il coraggio di essere antipatico", "Il coraggio di essere antipatico" è un libro filosofico che vale la pena leggere. Può aiutare le persone a comprendere meglio se stesse, a comprendere gli altri e a trovare modi per ottenere la vera felicità.
- Appunti di lettura di Il coraggio di non piacere.
"Il coraggio di essere antipatico" non solo analizza le cause profonde di vari problemi nella vita, ma fornisce anche contromisure corrispondenti per aiutare i lettori a comprendere meglio se stessi e le relazioni interpersonali e come applicare la teoria psicologica di Adler nella vita quotidiana.
Chimica Fisica-Elettrochimica
- Breve storia del tempo
Questa è una mappa mentale su una breve storia del tempo. "Una breve storia del tempo" è un'opera scientifica popolare con un'influenza di vasta portata. Non solo introduce i concetti di base della cosmologia e della relatività, ma discute anche dei buchi neri e dell'espansione dell'universo. questioni scientifiche all’avanguardia come l’inflazione e la teoria delle stringhe.
- Il coraggio di essere odiato
Dopo aver letto "Il coraggio di essere antipatico", "Il coraggio di essere antipatico" è un libro filosofico che vale la pena leggere. Può aiutare le persone a comprendere meglio se stesse, a comprendere gli altri e a trovare modi per ottenere la vera felicità.
- Appunti di lettura di Il coraggio di non piacere.
"Il coraggio di essere antipatico" non solo analizza le cause profonde di vari problemi nella vita, ma fornisce anche contromisure corrispondenti per aiutare i lettori a comprendere meglio se stessi e le relazioni interpersonali e come applicare la teoria psicologica di Adler nella vita quotidiana.
- Consigliato per te
- Profilo
Cellule, tessuti, organi, sistemi, sistemi circolatori di organismi, immunità (antigeni, anticorpi, risposte)
- 16
elettrochimica
Prefazione
Conduttivo
Meccanismo conduttivo
Reazione dell'elettrodo --- Legge di Faraday
Migrazione direzionale ionica --- numero di migrazione ionica
Conduttività (molare): Descrive la capacità di condurre elettricità
coefficiente di attività medio degli ioni
attività della soluzione elettrolitica
Soluzione elettrolitica: il mezzo di lavoro delle batterie e delle celle elettrolitiche
Conduttività e altre proprietà
concetto di base
Denominazione degli elettrodi
Per soluzioni elettrolitiche
Anodo: [O] perde elettroni; catodo: [H]
I cationi si muovono sempre verso il catodo
per esempio.
per l'intera batteria
Elettrodo positivo: gli elettroni entrano, l'inizio della corrente I; elettrodo negativo: gli elettroni escono, la fine della corrente I
Secondo il livello di potenziale: alto potenziale (potenziale) - polo positivo, basso potenziale - polo negativo Secondo la natura della reazione: ossidazione - anodo
Reazione dell'elettrodo
per esempio.
Reazione della batteria: somma di 2 reazioni degli elettrodi
Oggetti di ricerca di elettrochimica
Cellula
Elettrodo positivo <---> anodo; elettrodo negativo <---> catodo
Reazione dell'elettrodo e reazione della batteria
Batteria primaria "Negativo" "Yang" Zi Huan
Anodo <--> polo negativo; catodo <--> polo positivo
Reazione dell'elettrodo e reazione della batteria non può essere scritto nella forma dell'elettrone negativo
Meccanismo conduttivo delle soluzioni elettrolitiche e legge di Faraday
UN
Meccanismo conduttivo delle soluzioni elettrolitiche
PS
conduttore
Conduttore di classe 1
Conduttore di elettroni (metallo): conduce l'elettricità grazie al movimento direzionale degli elettroni
Più alta è la temperatura, più debole è la conduttività
Conduttore di classe II
Conduttore ionico (soluzione elettrolitica): conduce l'elettricità grazie al movimento direzionale degli ioni
Maggiore è la T, maggiore è la conduttività
Legge di Faraday Unità: Q--C, z--mol, F--C/mol
F=96500C/mol=96485 C/mol
Adatto per il processo di scarica della batteria e il processo di elettrolisi
Significato: la quantità di elettricità che passa attraverso l'elettrodo è proporzionale alla quantità di reagenti dell'elettrodo generati (consumati)//alla quantità di sostanze della reazione chimica che si verificano
elettromigrazione degli ioni
Numero di migrazione ionica Il rapporto tra la quantità di corrente trasportata da uno ione e la quantità totale di corrente che passa attraverso la soluzione
Numeri di migrazione ionica t, t- di anioni e cationi *t( ) t(-)=1 t( )/t(-)=u( )/u(-)
Significato: descrivere il contributo di anioni e cationi alla conduttività entro un certo periodo di tempo
Fattori che influenzano (prendi t come esempio)
I: la quantità di carica dei cationi che passano attraverso l'area della sezione trasversale del conduttore per unità di tempo
Velocità di movimento degli ioni v =La quantità di materiale che i cationi migrano fuori dall'area dell'anodo/la quantità di materiale che reagisce all'elettrodo
Proprietà ioniche: dimensione, forma, stato di valenza, ecc.
Il motivo principale per cui il numero di migrazione è influenzato dalla concentrazione: l'interazione tra gli ioni Quando la concentrazione è bassa, questo effetto non è evidente, ma quando la concentrazione è alta, l'interazione tra gli ioni aumenta al diminuire della distanza. In questo momento, la velocità di movimento sia degli anioni che dei cationi rallenterà.
Se le valenze di anioni e cationi sono le stesse, i cambiamenti in t( ) e t(-) non sono molto grandi, in particolare i numeri di migrazione di anioni e cationi nella soluzione di KCl non sono sostanzialmente influenzati dalla concentrazione, ma i numeri di migrazione di altri ioni sono generalmente influenzati da vari gradi di impatto.
Quando le valenze degli anioni e dei cationi sono diverse, la velocità di migrazione degli ioni ad alta valenza diminuisce in modo più significativo all’aumentare della concentrazione rispetto a quella degli ioni a bassa valenza.
C: L'influenza dell'attrazione elettrostatica degli anioni sui cationi ecc.
Semplifica l'influenza di E ----> Estrai la mobilità ionica u
Mobilità ionica //Mobilità elettrica Unità: m^2/V/s
Tasso di migrazione ionica sotto l'intensità del campo elettrico unitario
Fattori che influenzano: c, C, A
massimo (u è una costante)
Quando c-->0 (la soluzione è diluita all'infinito), l'influenza degli anioni è trascurabile = i cationi si muovono indipendentemente, quindi la mobilità raggiunge un valore massimo
Limitazione della mobilità elettrica degli ioni: mobilità ionica di soluzioni infinitamente diluite
Determinazione del numero di migrazione ionica·
Utilizzare la definizione t =Q /Q
Q (la quantità di elettricità che passa attraverso la sezione trasversale del conduttore in un certo periodo di tempo)---misurata direttamente da un misuratore di coulomb//Q=Q( ) Q(-) Q --?
Radice: Prova Q
Perché: entro un certo periodo di tempo, il numero di cationi (anioni) che attraversano qualsiasi interfaccia è uguale. Quindi: devi solo trovare il numero di cationi (anioni) che passano attraverso una determinata interfaccia.
Trova Q == Trova n (migrazione)
Metodo 1: Bilancio materiale nell'area dell'anodo
1. Prendi " " = la reazione genera cationi Sono disponibili 2.n (posteriore), n (anteriore), n (reazione). Nota: area dell'anodo: [O], i cationi migrano verso l'esterno, quindi "-n migrazione"
Metodo 2: Bilancio materiale nell'area del catodo
sottoargomento
per esempio. 43,50---n (anteriore) [La quantità di acqua prima e dopo la reazione rimane invariata e può essere considerata come l'acqua nell'area dell'anodo prima della reazione = l'acqua nell'area dell'anodo dopo la reazione] 0,723--; -Q//n (reazione); area dell'anodo....---n(n)
Metodo 1 Bilancio materiale ionico dell'area anodica
Metodo 2 Bilancio materiale area anodica-ione
metodi di prova
Metodo Hitov: misura rispettivamente la quantità di materiale che gli ioni migrano fuori dalla corrispondente area polare e la quantità di materiale che subisce la reazione dell'elettrodo.
metodo di movimento dell'interfaccia
Attività, fattore di attività e formula limite di Debye-Huckel della soluzione elettrolitica
Descrizione termodinamica della soluzione elettrolitica----potenziale chimico Idea: trovare il potenziale chimico del catodo e dell'anodo per determinare la direzione della reazione ---> Trova a(-)---> Trova γ e concentrazione
Revisione (i punti possono essere ignorati)
Nota: 1. Selezione dello stato standard 2. La composizione rappresenta la selezione
Attività a
Espressione del potenziale chimico della soluzione elettrolitica
u(B)=potenziale chimico cationico potenziale chimico anionico a( ), a(-) non può essere misurato direttamente, a(-) deve essere introdotto
a&γ&b v=v( ) v(-)
Derivazione (secondo la definizione di potenziale chimico della batteria u) [riempire lo spazio vuoto/selezionare] b è una quantità nota
per esempio.
fattore di attività medio γ
Riflette la differenza tra la soluzione attuale e la soluzione diluita ideale
Più è vicino all'ideale, più è vicino a 1
Maggiore è la concentrazione, maggiore è la deviazione di γ da 1
Nell'intervallo di soluzioni diluite (con la stessa concentrazione)
Il tipo di valenza è lo stesso e il valore γ è simile. ad es. HCl, LiBr
Per più tipi di soluzioni con la stessa concentrazione, maggiore è la valenza, maggiore è la deviazione (minore è il valore γ)
PS: Quando si ha a che fare con soluzioni elettrolitiche forti, è necessario considerare il valore di γ, a meno che non sia indicato nella domanda
γ è legato all'interazione elettrostatica tra gli ioni --->concentrazione e valenza influenzano γ (-) --->Introdurre la forza ionica I
Forza ionica I =1/2*【b( )z( )^2 b(-)z(-)^2】 Unità: mol/kg z: il numero di cariche trasportate dallo ione
La relazione tra γ e I - Formula D-H dell'equazione limite di Debye-Huckel
Presupposti dell'equazione
1. Gli elettroliti forti sono tutti dissociati nella soluzione
2. La principale interazione tra gli ioni è la forza di Coulomb
3. Ciascuno ione è circondato da un'atmosfera ionica formata da cariche di segno opposto.
Caratteristiche dell'atmosfera ionica
Intorno agli ioni positivi, gli ioni negativi hanno più possibilità di apparire e viceversa, ma la soluzione complessiva è elettricamente neutra. {Ci sono più possibilità che attorno a un determinato ione compaiano cariche con segni diversi}
Ogni ione è sia uno ione centrale che un membro dell'atmosfera ionica
L'atmosfera ionica è sfericamente simmetrica
L'atmosfera ionica non è fissa
La proposta dell'atmosfera ionica semplifica le complesse interazioni elettrostatiche nella soluzione dell'interazione atmosfera centrale ione-ione.
Adatto solo per soluzioni diluite di elettroliti forti A: 0,509 (mol/kg)^ (-1/2) z: numero di cariche
z( )|z(-)| determina sostanzialmente la dimensione di lgr(-) inversamente proporzionale a
Per elettroliti forti del tipo di valenza 1-1
Alla ricerca della legge
1. Se nella domanda viene fornito γ (-), allora γ(-)--(b-)-->a(-)---->a
2. Se γ (-) non è indicato nella domanda, allora E--(Equazione di Nernst)-->a( -)---(b -)-->γ( -)
Descrizione della conduttività delle soluzioni elettrolitiche: conduttanza, conduttività e conduttanza molare
Conduttanza G=1/R Unità: Ω^-1=S (Siemens), mS=10^-3S,uS=10^-6S
La conduttanza descrive bene la capacità di un conduttore di condurre elettricità?
È necessario confrontare la conduttanza di conduttori della stessa lunghezza e sezione trasversale
Conduttività κ (kapa) Unità: S*m^-1,mS*cm^-1,uS*cm^-1
Significato: pari alla capacità conduttiva di un conduttore per unità di lunghezza (1 m) e area di sezione trasversale unitaria (1 m ^ 2)
Ad esempio, l'argento conduce l'elettricità più facilmente del rame = l'argento ha una maggiore conduttività elettrica
Conduttività dell'elettrolita
La conduttività di un elettrolita è equivalente alla conduttanza di un determinato elettrolita in una cella elettrolitica per unità di area della piastra e distanza unitaria della piastra.
Coefficiente cella di conducibilità K (cella) Unità: m^-1 --- Conosciuto nella domanda
Trova κ--->Trova G--->Misura la resistenza Rx (Metodo del ponte di Wheatstone: regolare R3 in modo che l'amperometro = 0, in modo che U dei due circuiti sia uguale)
κ VS c
Fattori che influenzano la conduttività
Per elettroliti forti
Quando la concentrazione raddoppia, N raddoppia. In questo momento, v diminuisce a causa dell'aumento dell'attrazione elettrostatica dei cationi da parte degli anioni. Allo stesso modo, la conduttività è meno che raddoppiata.
Per elettroliti deboli (Il numero di ioni conduttori N è sempre stato molto basso e κ non è cambiato molto)
c ha poco effetto su κ
κ&Λm
κ(soluto)=κ(soluzione)-κ(H20)
Applicazione della misurazione della conducibilità【Esame】
Calcolare il grado di dissociazione e la costante di equilibrio degli elettroliti deboli
fare un passo κ--->Λm--->a,K
1. Elenca l'equazione in tre parti e scopri la relazione tra K e a (nota c (standard))
2.Λm: Ottenuto per definizione Λm(∞): regole note del movimento indipendente degli ioni tramite tabella di ricerca
Calcolare la solubilità c dei sali scarsamente solubili
Ioni prodotti da elettroliti deboli, ioni prodotti da sali insolubili == soluzioni infinitamente sottili
! ! Λm~Λm（∞）
fare un passo
1. Calcolare il κ della sostanza target κ(soluto)=κ(soluzione)-κ(H20)
2.c=κ/Λm=κ/Λm（∞）
3.Ksp=c^(?)=（κ/Λm）^(?)
La conduttività è una buona descrizione della capacità di un conduttore di condurre elettricità?
Ignorare l'influenza della concentrazione c della soluzione effettiva
Conduttività molareΛm=κ/c Unità: S*m^2/mol
Significato: conduttività della soluzione elettrolitica a concentrazione unitaria. Una soluzione contenente 1 mole di elettrolita viene posta tra due elettrodi a piastre parallele distanti 1 m. In questo momento viene determinata la conduttività della soluzione
Λm VS c
La conduttività molare dello stesso elettrolita è legata alla concentrazione!
1.κ=f(N,v,v-)--(Λm=κ/c, equivalente alla normalizzazione della quantità)-->κ=f(v,v-) 2. Dopo che c aumenta, v e v- diminuiscono, facendo diminuire Λm.
Λm & radice c
Per elettroliti forti (La formula di cui sopra è soddisfatta nella soluzione diluita)
B=Λm（∞） (conduttività molare di una soluzione infinitamente diluita)
Come trovarlo: estrapolazione, trova l'intercetta
Equivalente alla conduttività molare quando la concentrazione della soluzione è 0 = Λm (∞)
solitamente come quantità nota
c diventa più grande, Λm diventa più piccolo (u(B) diventa più piccolo)
La regola pratica di Kohlrausch
All'interno dell'intervallo di concentrazione diluita, Λm~√c ha una relazione lineare
Per elettroliti deboli
Λm~c approssima un'iperbole
All'interno dell'intervallo di concentrazione diluita, Λm è sensibile a c (c diventa più piccolo, α diventa più grande e N diventa più grande)
Limite conducibilità molare Λm (∞) [Test]
Perché Λm(∞) è il più grande?
Λm=f(v,v-), quando la soluzione è infinitamente diluita, v e v- sono massimi, anioni e cationi si muovono indipendentemente l'uno dall'altro, la conduttività è massima e la conduttività molare è massima
Alla ricerca della legge
Per elettroliti forti: Metodo di estrapolazione/Legge di Kohlrausch del moto indipendente degli ioni
Legge di Kohlrausch del moto indipendente degli ioni
In una soluzione infinitamente diluita, gli ioni si muovono indipendentemente l'uno dall'altro e non si influenzano a vicenda. La conduttività molare dell'elettrolita infinitamente diluito Λm (∞) = la somma delle conduttività molari di anioni e cationi a diluizione infinita.
ad esempio CaCl2: Λm（∞）=1*Λm, (∞) 2*Λm,-(∞)
Per elettroliti deboli Legge di Kohlrausch del moto indipendente degli ioni
Metodo 1: Legge di Kohlrausch del moto indipendente degli ioni Dati sperimentali noti Λm (∞) (H ), Λm (∞) (Ac-)
egHAc: Λm（∞）=1*Λm（∞）(H ) 1*Λm（∞）(Ac-)
Metodo 2: utilizzare elettroliti forti (Motivo: legge di Kohlrausch sul movimento indipendente degli ioni - movimento indipendente di anione e catione)
La relazione tra Λm(∞) e tasso Λm
Λm=Λm（∞）*a
a: grado di dissociazione
Misura di Λm --- Metodo del ponte di Wheatstone
principio [Misura R-->κ-->Λm]
κ=G*（l/As）=1/R*（l/As）=1/R*K（cella） K (cella): può essere misurato da una soluzione con conduttività nota
Per qualsiasi area dell'elettrodo
Principi: Conservazione della Materia ed Elettroneutralità delle Soluzioni
n (elettrolita) = n (migrazione ionica)
n (elettrolita) = n (migrazione ionica)
Cella elettrochimica reversibile U1 Ⅱ Progettazione batteria--->Er--->Analisi termodinamica--->Conversione energetica, dati termodinamici
Nozioni di base sulla cella elettrochimica reversibile
Rappresentazione del simbolo della batteria//icona della batteria
in linea di principio
L'anodo è a sinistra e il catodo a destra
Indicare lo stato della materia (fase, temperatura, pressione, attività)
stato solido - stato di fase Soluzione: attività/concentrazione
Chiara interfaccia di fase "|" [tra fasi diverse//tra fasi solide diverse]
Contenuto: Agar KCl saturo//KNO3 saturo
Scopo: eliminare il potenziale di giunzione liquida
potenziale di giunzione liquida
La diffusione procede da un'alta concentrazione a una bassa concentrazione. Le velocità di diffusione di H e Cl- sono diverse, determinando un relativo surplus di anioni e cationi su entrambi i lati, portando alla comparsa di ΔE.
K e Cl si muovono alla stessa velocità e la concentrazione di ioni all'interno del ponte salino è molto elevata
per esempio.
Batteria primaria reversibile Qualsiasi reazione e processo nella batteria è reversibile
Condizioni per l'espansione reversibile
1. Il pistone non ha massa
2. Senza attrito
3. La pressione del sistema è maggiore della pressione ambiente
espansione in equilibrio meccanico
Condizioni per batterie reversibili
1. Le reazioni chimiche sono reversibili L'elettrolisi procede al contrario
Reversibilità termodinamica
2. Nessuna giunzione liquida Nessuna diffusione – Ponte salino
3. La corrente di lavoro è 0 Scarica infinitamente lenta (scarico reversibile)
La reazione dell'elettrodo è infinitamente vicina all'equilibrio elettrochimico
Batterie funzionanti in equilibrio elettrico
C'è un diaframma --- irreversibile
ad esempio batteria D irreversibile, batteria W reversibile
Determinazione della forza elettromotrice reversibile della cella primaria Er
La misura della forza elettromotrice della batteria deve essere effettuata quando la corrente è infinitamente prossima a 0
Metodo di cancellazione Poggendorff? ? ?
Equazione di Nernst
E (standard) = E (standard - catodo) - E (standard - anodo) Quindi sostituiscilo nell'equazione di Nernst
Assicurati di prestare attenzione all'equazione applicabile dell'equazione di Nernst --- reazione di riduzione
PS
Stato di ossidazione: il prodotto di una sostanza che ha perso elettroni
A B ---> C D Chi si riduce (acquisisce elettroni) tra A e B è nello stato di ossidazione
Di ΔrGm
E=E catodo-E anodo
Potenziale dell'elettrodo e potenziale della giunzione liquida
Potenziale dell'elettrodo
1) Regolazioni del potenziale degli elettrodi
Potenziale standard dell'elettrodo dell'idrogeno acido = 0 e l'elettrodo da testare viene utilizzato come catodo per il confronto.
E (standard) della differenza di concentrazione della batteria = 0
2) Quando si scrive il potenziale dell'elettrodo, è necessario scriverlo in base alla reazione di riduzione, che è il potenziale di riduzione.
Pertanto, quando si calcola il potenziale del catodo e dell'anodo, è necessario convertirlo in una formula di reazione di riduzione (guadagno di elettroni)
3) Determinazione del catodo e dell'anodo della batteria primaria
Il potenziale di riduzione E (elettrodo) è elevato --> / incline alla reazione di riduzione --> catodo
Il livello del potenziale dell'elettrodo di riduzione è una misura della tendenza della reazione in cui la sostanza ossidata dell'elettrodo ottiene elettroni e viene ridotta allo stato ridotto.
4) Forza elettromotrice della batteria
a.Equazione di Nernst della batteria
b. Potenziale della batteria = potenziale dell'elettrodo positivo - potenziale dell'elettrodo negativo = catodo E - anodo E
Potenziale di giunzione liquida e sua eliminazione
Potenziale di giunzione liquida//potenziale di diffusione: la differenza di potenziale esistente all'interfaccia tra due diverse soluzioni [da ricordare, non da prendere]
Questa formula è applicabile quando gli elettroliti nelle due soluzioni di giunzione sono dello stesso tipo e sono elettroliti di tipo 1-1.
per esempio.
Essenza: causata dalle diverse velocità di diffusione degli ioni nella soluzione
Metodo di eliminazione: aggiungere ponte salino (i numeri di migrazione di anioni e cationi dell'elettrolita dovrebbero essere vicini)
1. L'elettrolita utilizzato nel ponte salino deve avere numeri di migrazione di anioni e cationi estremamente vicini. 2. La soluzione satura KCI è più adatta per le condizioni di ponte salino, ma la soluzione di ponte salino non può reagire con la soluzione originale. Ad esempio, non è possibile utilizzare soluzioni contenenti Ag.
Termodinamica【Riempimento, selezione, calcolo del test】
Trova ΔrGm
Significato fisico ΔG
In condizioni reversibili di temperatura costante e tensione costante, ΔG=Wr'=potenza elettrica reversibile --->ΔrGm=Wr,m’=ΔrHm-TΔrSm (= lavoro elettrico reversibile compiuto quando la reazione procede a 1 mol)
La variazione della funzione di Gibbs rappresenta la capacità del sistema di compiere lavoro non di volume.
ΔrGm=-zFEr
E non ha niente a che vedere con i coefficienti dell'equazione == non additiva, mentre ΔrGm è legato ai coefficienti
-: Il sistema funziona sull'ambiente
Trova ΔrGm (standard)
E (standard): E quando il reagente dell'elettrodo è nello stato standard
Per i gas: gas ideale puro con pressione p (standard)
Per liquidi: liquido puro con pressione p (standard)
Attività liquida pura=1
Per gli ioni: pressione p (standard) ione con attività 1
Trova ΔrSm
Trova ΔrHm
ΔrHm=ΔrGm TΔrSm
Chiedendo Q
Temperatura costante, reversibile: Q=ΔrSm*T=ΔrHm-ΔrGm=ΔrHm-W'
Determinare se c'è un effetto termico
Tieni presente che il calcolo è J/mol secondo l'unità standard internazionale e il risultato deve essere convertito in kJ/mol.
Trova ΔrHm (definito secondo ΔrGm)
ΔrHm=ΔrGm T*ΔrSm =Wr,m'TQr,m =Qp,m
Trova K (standard) (secondo ΔrGm=0)
revisione
Trova E
equazione di Nernst ---Forza e concentrazione elettromotrice reversibili c ---Rapporto E&E (standard).
Prestare attenzione alla differenza tra le formule lg e ln [25℃---lg] z: La quantità di elettroni trasferiti nella reazione! =Somma degli elettroni aggiunti a: liquido--a; gas--p
Avviso:
ΔrGm (standard) = -zE (standard) F Se uguale, E (standard) non è necessariamente uguale
E è la quantità di intensità
E non ha nulla a che fare con il modo in cui è scritta la reazione, ma è correlato a ΔrGm (relativo a n)
Trova γ(-)
per esempio.
es. ΔrGm==test Er (metodo di cancellazione Boggendorff) ΔrSm===Crea la curva E-T (misura E a temperatura variabile)===Ottieni la pendenza della temperatura target
Applicazioni della misura della forza elettromotrice
①Misurazione dell'attività
E--->a---->a( -)---->a( )
②Misura della forza elettromotrice standard
③Determinare la direzione della reazione: ΔrGm
Progettazione della batteria primaria
Classificazione degli elettrodi
Elettrodo di tipo 1
Elettrodo metallico: un elettrodo in cui il metallo e i suoi ioni si trovano in fasi diverse e in contatto diretto
Elettrodo non metallico: elettrodo inerte aggiuntivo non metallico (elemento gassoso) (ad es. grafite, Pt, Pd) e i suoi ioni si trovano in fasi diverse e sono in contatto diretto tra loro
elettrodo a idrogeno
a. Elettrodo a idrogeno acido Le reazioni degli elettrodi e i simboli degli elettrodi sono scritti come catodi.
b. Elettrodo a idrogeno alcalino
Come trovare il potenziale dell'elettrodo standard dell'elettrodo a idrogeno alcalino?
elettrodo di ossigeno
a. Elettrodo per ossigeno acido
b.Elettrodo per ossigeno alcalino
Alcalino... = acido... ....
Elettrodo di tipo II
Elettrodo a sale metallo-refrattario: un elettrodo composto da un metallo, il suo sale refrattario e gli anioni del sale refrattario nell'elettrolita
a. Elettrodo a calomelano --- elettrodo di riferimento (Il potenziale dell'elettrodo è solitamente una quantità nota)
Applicazione: misurare il pH a(H2)=1 sotto 100kPa
b.Elettrodo cloruro d'argento-argento
Elettrodo metallo-ossido metallico: un elettrodo composto da metallo e suoi sali insolubili e H //OH-
Elettrodo all'ossido di antimonio-antimonio
Il terzo tipo di elettrodo: elettrodo redox Le sostanze che partecipano alla reazione si trovano nella stessa soluzione e la piastra dell'elettrodo non partecipa alla reazione
progettazione della batteria
Principio: gli elettrodi appartengono ai tre tipi di elettrodi sopra indicati
Avviso
Se la soluzione KCl viene utilizzata come soluzione elettrolitica, il ponte salino KCl non può essere utilizzato come ponte salino.
Quando la soluzione elettrolitica è una soluzione alcalina, non è possibile utilizzare H2O come mezzo alcalino.
Progettazione della batteria a differenza di concentrazione
E (standard) dell'elettrodo di concentrazione = 0
fare un passo
1. Progettare prima il catodo (elettroni che ottengono la reazione di riduzione)
Innanzitutto, annota le sostanze che devono acquistare e perdere elettroni nella reazione.
Quindi, attraverso la conservazione della carica, utilizzare il bilanciamento H/H2O
2. Anodo = formula di reazione totale - formula di catodo
3. Controlla
a. Conservazione della carica: il numero di cariche sul catodo e sull'anodo deve essere lo stesso
b.Classificazione degli elettrodi! !
per esempio.
Routine di domande di elettrochimica
1. Reazione dell'elettrodo e reazione totale
2. Elenca l'equazione di Nernst
Ⅲ.Batteria elettrochimica irreversibile La differenza tra celle elettrochimiche reversibili e celle elettrochimiche irreversibili (Er! = Eir) --- Motivo: polarizzazione Reazione dell'elettrodo nel processo di elettrolisi
Relazione tra tensione e corrente della cella elettrolitica
Teoricamente
Pensa a questa cella elettrolitica come a un grande resistore; E=IR---in linea retta
In realtà
curva a tre segmenti
fase a:
Tensione esterna! =0, i due elettrodi reagiscono (H2, Cl2), formando così una batteria primaria con gli ioni primari che resiste all'alimentazione esterna [Figura 3] Pertanto, una batteria primaria è collegata al circuito esterno (per resistere all'alimentazione esterna). alimentazione). Quando E (esterna) = E (batteria primaria) IR, E (esterna) ~ E (batteria primaria), risulta che I è molto piccola.
Quando la tensione esterna aumenta, I rimane invariata: la batteria primaria esterna è considerata una batteria primaria reversibile, ed Er è elencato quando la tensione esterna aumenta, la forza elettromotrice posteriore aumenta, quindi I non cambia molto;
fase b
Dopo che la tensione esterna raggiunge un certo valore, E (batteria primaria) raggiunge un valore massimo --- E si decompone e la corrente aumenta linearmente con la tensione esterna.
Tensione di decomposizione V
Quando si esegue l'operazione di elettrolisi, la tensione esterna minima richiesta per consentire all'elettrolita di decomporsi continuamente ai due poli
stadio c
Quando la pressione esterna raggiunge un certo livello, la velocità del portatore raggiunge il limite e I rimane invariata.
fenomeno di polarizzazione ---Causa E(minuto)=Eir>E(motivo)=Er
definizione
Il fenomeno per cui il potenziale dell'elettrodo di una cella elettrochimica irreversibile devia dal potenziale dell'elettrodo di una cella elettrochimica reversibile causata dal flusso di corrente
motivo
Le celle elettrochimiche irreversibili contengono diverse velocità di processo che non corrispondono
1. Polarizzazione della concentrazione: diffusione lenta e reazione rapida (velocità di diffusione degli ioni < velocità di reazione dell'elettrodo)
Eliminare --- Mescolare
Motivo: Causato dalla lentezza del processo di diffusione
Risultato (rispetto al potenziale dell'elettrodo reversibile): polarizzazione catodica --- riduzione del potenziale Polarizzazione anodica: potenziale aumentato
es. Batteria primaria ir: La concentrazione di ioni attorno all'elettrodo dell'anodo è troppo alta e non c'è tempo per diffondere, rendendo il potenziale dell'elettrodo Eir>Er
Gli ioni attorno all'elettrodo catodico non hanno il tempo di diffondersi nell'ambiente circostante e la concentrazione è troppo bassa, rendendo Eir<Er
Lo stesso principio vale per le celle elettrolitiche
2. Polarizzazione elettrochimica: reazione lenta e diffusione rapida (velocità di trasmissione degli elettroni> velocità di reazione)
Motivo: Causato dalla lentezza della reazione elettrochimica stessa
Risultato (rispetto al potenziale dell'elettrodo reversibile): polarizzazione catodica --- riduzione del potenziale Polarizzazione anodica: potenziale aumentato
ad es. Batteria primaria ir: il catodo ha bisogno di ioni per ottenere elettroni e gli elettroni vengono trasportati dalla reazione anodica. La polarizzazione elettrochimica del catodo fa sì che gli ioni accettino lentamente gli elettroni, provocando l'accumulo di elettroni nel catodo, riducendo così il potenziale. .
Risultato (rispetto al potenziale dell'elettrodo reversibile): polarizzazione catodica --- riduzione del potenziale Polarizzazione anodica: potenziale aumentato
Per l'intera batteria primaria: Er=E (yin)-E (yang)>Eir
Effetti negativi
E (uscita), come fare un lavoro elettrico
Per l'intera cella elettrolitica: Er (decomposizione) = Er ( ) - Er (-) = Er (yang) - Er (yin) < Eir (decomposizione)
Effetti negativi
E (potenza), il consumo energetico è lo stesso
La polarizzazione riduce la forza elettromotrice della batteria originale e aumenta la tensione di decomposizione della cella elettrolitica.
Descrizione del grado di polarizzazione---sovrapotenziale eta (deve essere un valore positivo)
Definizione: il valore assoluto della differenza tra il potenziale dell'elettrodo Eir e il suo potenziale dell'elettrodo di equilibrio Er ad una certa densità di corrente.
Fattori che influenzano: densità di corrente J
Formula empirica di Tafel
Come disegnare la curva di polarizzazione --- trova la relazione tra sovrapotenziale e densità di corrente J (Rapporto tra potenziale dell'elettrodo catodico Eir (catodo) e J)
Esperimento di determinazione della curva di polarizzazione
Al variare della tensione di alimentazione varia l'entità della corrente I, misurando quindi la densità di corrente J Er/ir (catodo) = E (potenziometro) - E (riferimento)
È necessario considerare la situazione di sovrapotenziale
Elettrodi Fe, Co e Ni tra elettrodi di gas ed elettrodi di metallo
Curva di polarizzazione Curva EJ
Batteria primaria
1. Quando J=0, E (yin) = Er (yin), E (yang) = Er (yang) È possibile conoscere il valore numerico 2.E (catodo)>E (anodo) [il potenziale dell'elettrodo positivo è alto, il catodo perde elettroni ---> catodo] 3. Effetto della polarizzazione su catodo e anodo
Cellula
1.E (Yang)>E (Yin) 2. Effetto della polarizzazione su catodo e anodo
Reazione dell'elettrodo nel processo di elettrolisi Risolvere il problema--(Ci sono diversi ioni contemporaneamente nella soluzione, quale reagisce per primo)
elettrolisi
Anodo--[O], quello con basso potenziale di riduzione viene ossidato per primo (reazione) Catodo--[H], quello con un elevato potenziale di riduzione viene ridotto per primo (reazione)
Reazione catodica: [Cu2, Zn2, Ag] 1. E=Er ottenuto dall'equazione di Nernst, Eir può essere noto dalla curva di polarizzazione Eir=Er-η 2. Quelli con un elevato potenziale di riduzione sono inclini a reazioni di riduzione e precipitano prima sul catodo. 3. Il potenziale è così basso che si verificano facilmente reazioni di ossidazione che precipitano prima sull'anodo.
Per determinare la sequenza della direzione, utilizzare il potenziale dell'elettrodo polarizzato E (X, polarizzazione) = Eir = E (X, equilibrio) - η
catodo
Zn2 non ha alcun effetto di iperpolarizzazione ed Er viene calcolato direttamente utilizzando l'equazione di Nernst; H2 è un elettrodo a gas e occorre considerare l'iperpolarizzazione. Dopo aver calcolato Er, è ancora necessario calcolare Eir=E (X, polarizzazione).
anodo
Durante l'elettrolisi: le sostanze anodiche con basso potenziale di polarizzazione vengono prima ossidate. Catodo: le sostanze con un elevato potenziale di polarizzazione vengono ridotte preferibilmente
Non importa il catodo o l'anodo, quanto più la E di una sostanza è vicina alla Er, tanto più facile sarà la precipitazione. (Le sostanze speciali sono considerate oltre il piano)