Wondershare EdrawMind
Mindmap-Galerie Physikalische Chemie-Elektrochemie
- 16
Physikalische Chemie-Elektrochemie
Dies ist ein Artikel über den Unterschied zwischen irreversiblen elektrochemischen Zellen, reversiblen elektrochemischen Zellen und irreversiblen elektrochemischen Zellen (der Hauptinhalt umfasst: Lösung von Problemen von Elektrodenreaktionen im Elektrolyseprozess, Polarisationsphänomene und die Beziehung zwischen Spannung und Strom der elektrolytischen Zelle.
Bearbeitet um 2024-03-31 10:00:42
Physikalische Chemie-Elektrochemie
- Für Sie empfohlen
- Gliederung
Zellen, Gewebe, Organe, Systeme, Kreislaufsysteme von Organismen, Immunität (Antigene, Antikörper, Reaktionen)
- 10
Elektrochemie
Vorwort
Leitfähig
Leitfähiger Mechanismus
Elektrodenreaktion – Faradaysches Gesetz
Ionenrichtungsmigration---Ionenmigrationszahl
(Molar) Leitfähigkeit: Beschreibt die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten
durchschnittlicher Aktivitätskoeffizient von Ionen
Aktivität der Elektrolytlösung
Elektrolytlösung: das Arbeitsmedium von Batterien und Elektrolysezellen
Leitfähigkeit und andere Eigenschaften
Basiskonzept
Benennung der Elektroden
Für Elektrolytlösungen
Anode: [O] verliert Elektronen; Kathode: [H]
Kationen bewegen sich immer in Richtung Kathode
z.B.
für die gesamte Batterie
Positive Elektrode: Elektronen fließen ein, Beginn des Stroms I; negative Elektrode: Elektronen fließen aus, Ende des Stroms I
Je nach Potenzialhöhe: hohes Potenzial (Potenzial) – Pluspol, niedriges Potenzial – Minuspol Je nach Art der Reaktion: Oxidation - Anode
Elektrodenreaktion
z.B.
Batteriereaktion: Summe von 2 Elektrodenreaktionen
Forschungsobjekte der Elektrochemie
Zelle
Positive Elektrode <---> Anode; negative Elektrode <---> Kathode
Elektrodenreaktion und Batteriereaktion
Primärbatterie „Negativ“ „Yang“ Zi Huan
Anode <--> Minuspol; Kathode <--> Pluspol
Elektrodenreaktion und Batteriereaktion kann nicht in Minuselektronenform geschrieben werden
Leitfähigkeitsmechanismus von Elektrolytlösungen und Faradaysches Gesetz
A
Leitfähigkeitsmechanismus von Elektrolytlösungen
P.S.
Dirigent
Dirigent der Klasse 1
Elektronenleiter (Metall): Leitet Elektrizität aufgrund der gerichteten Bewegung der Elektronen
Je höher die Temperatur, desto schwächer ist die Leitfähigkeit
Dirigent der Klasse II
Ionenleiter (Elektrolytlösung): leitet Elektrizität aufgrund der gerichteten Bewegung von Ionen
Je größer T, desto stärker ist die Leitfähigkeit
Faradaysches Gesetz Einheit: Q--C, z--mol, F--C/mol
F=96500C/mol=96485 C/mol
Geeignet für den Batterieentladungsprozess und den Elektrolyseprozess
Bedeutung: Die durch die Elektrode fließende Elektrizitätsmenge ist proportional zur Menge der erzeugten (verbrauchten) Elektrodenreaktanten bzw. der Menge der auftretenden chemischen Reaktionsstoffe
Elektromigration von Ionen
Ionenwanderungszahl Das Verhältnis der von einem Ion getragenen Strommenge zur Gesamtstrommenge, die durch die Lösung fließt
Ionenwanderungszahlen t, t- von Anionen und Kationen *t( ) t(-)=1 t( )/t(-)=u( )/u(-)
Bedeutung: Beschreiben Sie den Beitrag von Anionen und Kationen zur Leitfähigkeit innerhalb eines bestimmten Zeitraums
Einflussfaktoren (am Beispiel t)
I: Die Ladungsmenge von Kationen, die pro Zeiteinheit durch die Querschnittsfläche des Leiters fließen
Ionenbewegungsgeschwindigkeit v =Die Materialmenge, bei der Kationen aus dem Anodenbereich wandern/die Materialmenge, die an der Elektrode reagiert
Ionische Eigenschaften: Größe, Form, Wertigkeitszustand usw.
Der Hauptgrund, warum die Migrationszahl von der Konzentration beeinflusst wird: Wechselwirkung zwischen Ionen Wenn die Konzentration niedrig ist, ist dieser Effekt nicht offensichtlich, aber wenn die Konzentration hoch ist, nimmt die Wechselwirkung zwischen den Ionen mit abnehmendem Abstand zu. Zu diesem Zeitpunkt verlangsamt sich die Bewegungsgeschwindigkeit sowohl der Anionen als auch der Kationen.
Wenn die Wertigkeiten von Anionen und Kationen gleich sind, sind die Änderungen in t () und t (-) nicht sehr groß, insbesondere werden die Wanderungszahlen von Anionen und Kationen in KCl-Lösung grundsätzlich nicht von der Konzentration beeinflusst, sondern von den Wanderungszahlen von Andere Ionen werden im Allgemeinen durch unterschiedlich starke Einwirkungen beeinflusst.
Wenn die Wertigkeiten von Anionen und Kationen unterschiedlich sind, nimmt die Migrationsgeschwindigkeit hochvalenter Ionen mit zunehmender Konzentration stärker ab als die von niedervalenten Ionen.
C: Der Einfluss der elektrostatischen Anziehung von Anionen auf Kationen usw.
Vereinfachen Sie den Einfluss von E---->Extrahieren Sie die Ionenmobilität
Ionenmobilität //Elektrische Mobilität Einheit: m^2/V/s
Ionenmigrationsrate unter Einheit der elektrischen Feldstärke
Einflussfaktoren: c, C, A
maximal (u ist eine Konstante)
Wenn c-->0 (die Lösung ist unendlich verdünnt), ist der Einfluss von Anionen vernachlässigbar = Kationen bewegen sich unabhängig voneinander und die Mobilität erreicht einen Maximalwert
Begrenzung der elektrischen Mobilität von Ionen: Ionenmobilität unendlich verdünnter Lösungen
Bestimmung der Ionenwanderungszahl·
Nutzen Sie die Definition t =Q /Q
Q (die Strommenge, die in einem bestimmten Zeitraum durch die Querschnittsfläche des Leiters fließt) --- direkt mit einem Coulomb-Meter gemessen //Q=Q( ) Q(-) Q --?
Wurzel: Q messen
Denn: Innerhalb eines bestimmten Zeitraums ist die Anzahl der Kationen (Anionen), die jede Grenzfläche passieren, gleich. Sie müssen also nur die Anzahl der Kationen (Anionen) ermitteln, die eine bestimmte Grenzfläche passieren.
Finden Sie Q == Finden Sie n (Migration)
Methode 1: Materialbilanz im Anodenbereich
1. Nehmen Sie „ “ = die Reaktion erzeugt Kationen 2.n (hinten), n (vorne), n (Reaktion) können erhalten werden Hinweis: Anodenbereich: [O], Kationen wandern heraus, also „-n Migration“
Methode 2: Materialbilanz im Kathodenbereich
Unterthema
z.B. 43,50---n (vorne) [Die Wassermenge vor und nach der Reaktion bleibt unverändert und kann als Wasser im Anodenbereich vor der Reaktion = Wasser im Anodenbereich nach der Reaktion betrachtet werden]; -Q//n (Reaktion); Anodenbereich ...---n(n)
Methode 1: Ionenmaterialbilanz im Anodenbereich
Methode 2 Anodenflächen-Ionen-Materialbilanz
Testmethoden
Hitov-Methode – Messen Sie jeweils die Materialmenge, die Ionen aus dem entsprechenden Polbereich auswandern, und die Materialmenge, die einer Elektrodenreaktion unterliegt.
Schnittstellenbewegungsmethode
Aktivität, Aktivitätsfaktor und Debye-Huckel-Grenzformel der Elektrolytlösung
Thermodynamische Beschreibung der Elektrolytlösung – chemisches Potenzial Idee: Ermitteln Sie das chemische Potenzial von Kathode und Anode, um die Reaktionsrichtung zu bestimmen ---> Finden Sie a(-)---> Finden Sie γ und Konzentration
Bewertung (Punkte können ignoriert werden)
Hinweis: 1. Auswahl des Standardzustands 2. Zusammensetzung steht für Auswahl
Aktivität a
Ausdruck des chemischen Potenzials einer Elektrolytlösung
u(B)=kationisches chemisches Potenzial, anionisches chemisches Potenzial a( ), a(-) kann nicht direkt gemessen werden, a(-) muss eingeführt werden
a & γ & b v=v( ) v(-)
Ableitung (gemäß der Definition des chemischen Potenzials der Batterie u) [Leerstelle ausfüllen/auswählen] b ist eine bekannte Größe
z.B.
durchschnittlicher Aktivitätsfaktor γ
Kann den Unterschied zwischen der aktuellen Lösung und der idealen verdünnten Lösung widerspiegeln
Je näher es dem Ideal kommt, desto näher liegt es bei 1
Je höher die Konzentration, desto stärker weicht γ von 1 ab
Im verdünnten Lösungsbereich (bei gleicher Konzentration)
Der Valenztyp ist derselbe und der γ-Wert ist ähnlich. z.B. HCl, LiBr
Bei mehreren Arten von Lösungen mit derselben Konzentration gilt: Je höher die Wertigkeit, desto größer die Abweichung (je kleiner der γ-Wert).
PS: Bei starken Elektrolytlösungen muss der Wert von γ berücksichtigt werden, sofern dieser nicht in der Frage angegeben ist
γ hängt mit der elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Ionen zusammen --->Konzentration und Valenz beeinflussen γ (-) --->Führen Sie die Ionenstärke I ein
Ionenstärke I =1/2*【b( )z( )^2 b(-)z(-)^2】 Einheit: mol/kg z: die Anzahl der vom Ion getragenen Ladungen
Die Beziehung zwischen γ und I - Debye-Huckel-Grenzwertgleichung D-H-Formel
Gleichungsannahmen
1. Starke Elektrolyte sind alle in der Lösung dissoziiert
2. Die Hauptwechselwirkung zwischen Ionen ist die Coulomb-Kraft
3. Jedes Ion ist von einer Ionenatmosphäre umgeben, die aus Ladungen mit entgegengesetzten Vorzeichen besteht.
Eigenschaften der Ionenatmosphäre
Um positive Ionen herum treten eher negative Ionen auf und umgekehrt, aber die Gesamtlösung ist elektrisch neutral. {Die Wahrscheinlichkeit, dass Ladungen mit unterschiedlichen Vorzeichen um ein bestimmtes Ion herum auftreten, ist größer.}
Jedes Ion ist sowohl ein Zentralion als auch ein Mitglied der Ionenatmosphäre
Die Ionenatmosphäre ist sphärisch symmetrisch
Die Ionenatmosphäre ist nicht festgelegt
Der Vorschlag einer ionischen Atmosphäre vereinfacht die komplexen elektrostatischen Wechselwirkungen in der Lösung auf die zentrale Ionen-Ionen-Atmosphären-Wechselwirkung.
Nur für verdünnte Lösungen starker Elektrolyte geeignet A: 0,509 (mol/kg)^ (-1/2) z: Anzahl der Ladungen
z( )|z(-)| bestimmt grundsätzlich die Größe von lgr(-) umgekehrt proportional zu
Für starke Elektrolyte vom 1-1-Valenztyp
Ich suche das Gesetz
1. Wenn γ (-) in der Frage angegeben ist, dann γ(-)--(b-)-->a(-)---->a
2. Wenn γ (-) in der Frage nicht angegeben ist, dann E--(Nernst-Gleichung)-->a( -)---(b -)-->γ( -)
Beschreibung der Leitfähigkeit von Elektrolytlösungen: Leitfähigkeit, Leitfähigkeit und molare Leitfähigkeit
Leitfähigkeit G=1/R Einheit: Ω^-1=S (Siemens), mS=10^-3S,us=10^-6S
Beschreibt die Leitfähigkeit gut die Fähigkeit eines Leiters, Elektrizität zu leiten?
Der Leitwert von Leitern gleicher Länge und Querschnittsfläche sollte verglichen werden
Leitfähigkeit κ (kapa) Einheit: S*m^-1,mS*cm^-1,us*cm^-1
Bedeutung: gleich der Leitfähigkeit eines Leiters pro Längeneinheit (1 m) und Querschnittsfläche (1 m^2).
Beispielsweise leitet Silber den Strom leichter als Kupfer = Silber hat eine höhere elektrische Leitfähigkeit
Leitfähigkeit des Elektrolyten
Die Leitfähigkeit eines Elektrolyten entspricht der Leitfähigkeit eines bestimmten Elektrolyten in einer Elektrolysezelle pro Plattenfläche und Plattenabstand.
Leitfähigkeitszellenkoeffizient K (Zelle) Einheit: m^-1 ---In der Frage bekannt
Finden Sie κ ---> Finden Sie G ---> Messen Sie den Widerstand Rx (Wheatstonesche Brückenmethode: Stellen Sie R3 so ein, dass das Amperemeter = 0 ist, sodass U der beiden Stromkreise gleich ist.)
κ VS c
Faktoren, die die Leitfähigkeit beeinflussen
Für starke Elektrolyte
Wenn sich die Konzentration verdoppelt, verdoppelt sich zu diesem Zeitpunkt v aufgrund der Erhöhung der elektrostatischen Anziehungskraft der Kationen durch die Anionen. Ebenso ist die Leitfähigkeit weniger als verdoppelt.
Für schwache Elektrolyte (Die Anzahl der leitenden Ionen N war schon immer sehr gering und κ hat sich nicht wesentlich verändert.)
c hat wenig Einfluss auf κ
κ&Λm
κ(gelöster Stoff)=κ(Lösung)-κ(H20)
Anwendung der Leitfähigkeitsmessung 【Untersuchung】
Berechnen Sie den Dissoziationsgrad und die Gleichgewichtskonstante schwacher Elektrolyte
Schritt κ--->Λm--->a,K
1. Listen Sie die dreiteilige Gleichung auf und ermitteln Sie die Beziehung zwischen K und a (Anmerkung c (Standard))
2.Λm: Per Definition erhalten Λm(∞): Bekannte, von der Nachschlagetabelle unabhängige Bewegungsregeln von Ionen
Berechnen Sie die Löslichkeit c schwerlöslicher Salze
Von schwachen Elektrolyten erzeugte Ionen, von unlöslichen Salzen erzeugte Ionen == unendlich dünne Lösungen
! ! Λm~Λm（∞）
Schritt
1. Berechnen Sie das κ der Zielsubstanz κ(gelöster Stoff)=κ(Lösung)-κ(H20)
2.c=κ/Λm=κ/Λm（∞）
3.Ksp=c^(?)=(κ/Λm）^(?)
Ist Leitfähigkeit eine gute Beschreibung der Fähigkeit eines Leiters, Elektrizität zu leiten?
Ignorieren Sie den Einfluss der Konzentration c der tatsächlichen Lösung
Molare LeitfähigkeitΛm=κ/c Einheit: S*m^2/mol
Bedeutung: Leitfähigkeit der Elektrolytlösung mit Einheitskonzentration. Eine Lösung mit 1 Mol Elektrolyt wird zwischen zwei parallelen Plattenelektroden im Abstand von 1 m platziert. Zu diesem Zeitpunkt beträgt die Leitfähigkeit der Lösung
Λm VS c
Die molare Leitfähigkeit desselben Elektrolyten hängt von der Konzentration ab!
1.κ=f(N,v,v-)--(Λm=κ/c, äquivalent zur Mengennormalisierung)-->κ=f(v,v-) 2. Nachdem c zunimmt, nehmen v und v- ab, was dazu führt, dass Λm abnimmt.
Λm & root c
Für starke Elektrolyte (Die obige Formel ist in verdünnter Lösung erfüllt)
B=Λm（∞） (molare Leitfähigkeit einer unendlich verdünnten Lösung)
So finden Sie es: Extrapolation, finden Sie den Achsenabschnitt
Entspricht der molaren Leitfähigkeit, wenn die Lösungskonzentration 0 = Λm (∞) beträgt.
normalerweise als bekannte Größe
c wird größer, Λm wird kleiner (u(B) wird kleiner)
Kohlrauschs Faustregel
Im verdünnten Konzentrationsbereich hat Λm~√c eine lineare Beziehung
Für schwache Elektrolyte
Λm~c approximiert eine Hyperbel
Im verdünnten Konzentrationsbereich reagiert Λm empfindlich auf c (c wird kleiner, α wird größer und N wird größer)
Grenzmolare Leitfähigkeit Λm (∞) [Test]
Warum ist Λm(∞) der größte?
Λm=f(v,v-), wenn die Lösung unendlich verdünnt ist, sind v und v- maximal, Anionen und Kationen bewegen sich unabhängig voneinander, die Leitfähigkeit ist maximal und die molare Leitfähigkeit ist maximal
Ich suche das Gesetz
Für starke Elektrolyte: Extrapolationsmethode/Kohlrauschsches Gesetz der unabhängigen Bewegung von Ionen
Kohlrauschsches Gesetz der unabhängigen Bewegung von Ionen
In einer unendlich verdünnten Lösung bewegen sich die Ionen unabhängig voneinander und beeinflussen sich gegenseitig nicht. Die molare Leitfähigkeit des unendlich verdünnten Elektrolyten Λm (∞) = die Summe der molaren Leitfähigkeiten von Anionen und Kationen bei unendlicher Verdünnung.
z.B. CaCl2: Λm（∞）=1*Λm, (∞) 2*Λm,-(∞)
Für schwache Elektrolyte Kohlrauschsches Gesetz der unabhängigen Bewegung von Ionen
Methode 1: Kohlrauschs Gesetz der unabhängigen Bewegung von Ionen Bekannte experimentelle Daten Λm (∞) (H), Λm (∞) (Ac-)
zBHAc: Λm（∞）=1*Λm（∞）(H ) 1*Λm（∞）(Ac-)
Methode 2: Verwenden Sie starke Elektrolyte (Grund: Kohlrauschsches Gesetz der unabhängigen Bewegung von Ionen – unabhängige Bewegung von Anion und Kation)
Die Beziehung zwischen Λm(∞) und Rate Λm
Λm=Λm（∞）*a
a: Grad der Dissoziation
Messung von Λm – Wheatstone-Brückenmethode
Prinzip [Maß R-->κ-->Λm]
κ=G*(l/As)=1/R*(l/As)=1/R*K(Zelle) K (Zelle): kann aus einer Lösung mit bekannter Leitfähigkeit gemessen werden
Für jeden Elektrodenbereich
Prinzipien: Erhaltung der Materie und Elektroneutralität von Lösungen
n (Elektrolyt) = n (Ionenwanderung)
n (Elektrolyt) = n (Ionenwanderung)
U1 Ⅱ reversible elektrochemische Zelle Designbatterie --->Er --->Thermodynamische Analyse --->Energieumwandlung, thermodynamische Daten
Grundlagen der reversiblen elektrochemischen Zelle
Batteriesymbol//Batteriesymboldarstellung
grundsätzlich
Die Anode befindet sich links und die Kathode rechts
Geben Sie den Zustand der Materie an (Phase, Temperatur, Druck, Aktivität)
fester Zustand - Phasenzustand Lösung: Aktivität/Konzentration
Klare Phasenschnittstelle „|“ [zwischen verschiedenen Phasen//zwischen verschiedenen festen Phasen]
Inhalt: Agar gesättigtes KCl // gesättigtes KNO3
Zweck: Liquid-Junction-Potenzial eliminieren
Flüssigkeitsverbindungspotential
Die Diffusion verläuft von hoher zu niedriger Konzentration. Die Diffusionsgeschwindigkeiten von H und Cl- sind unterschiedlich, was zu einem relativen Überschuss an Anionen und Kationen auf beiden Seiten führt, was zur Entstehung von ΔE führt
K &Cl-Bewegen sich mit der gleichen Geschwindigkeit und die Ionenkonzentration innerhalb der Salzbrücke ist sehr groß
z.B.
Reversible Primärbatterie Jede Reaktion und jeder Prozess in der Batterie ist reversibel
Bedingungen für reversible Expansion
1. Der Kolben hat keine Masse
2. Reibungslos
3. Der Systemdruck ist höher als der Umgebungsdruck
Ausdehnung unter mechanischem Gleichgewicht
Bedingungen für reversible Batterien
1. Chemische Reaktionen sind reversibel Die Elektrolyse verläuft umgekehrt
Thermodynamische Reversibilität
2. Keine Flüssigkeitsverbindung Keine Verbreitung – Salzbrücke
3. Der Arbeitsstrom ist 0 Unendlich langsame Entladung (reversible Entladung)
Die Elektrodenreaktion liegt unendlich nahe am elektrochemischen Gleichgewicht
Batterien im elektrischen Gleichgewicht
Es gibt ein Zwerchfell – irreversibel
zBD-irreversible Batterie, W-reversible Batterie
Bestimmung der reversiblen elektromotorischen Kraft der Primärzelle Er
Die Messung der elektromotorischen Kraft der Batterie muss durchgeführt werden, wenn der Strom unendlich nahe bei 0 liegt
Poggendorffs Stornierungsmethode? ? ?
Nernst-Gleichung
E (Standard) = E (Standard – Kathode) – E (Standard – Anode) Setzen Sie es dann in die Nernst-Gleichung ein
Achten Sie unbedingt auf die anwendbare Gleichung der Nernst-Gleichung – Reduktionsreaktion
P.S.
Oxidationszustand: das Produkt einer Substanz, die Elektronen verloren hat
A B ---> C D Wer zwischen A und B reduziert wird (Elektronen bekommt), befindet sich im Oxidationszustand
Durch ΔrGm
E=E Kathode-E Anode
Elektrodenpotential und Flüssigkeitsverbindungspotential
Elektrodenpotential
1) Vorschriften zum Elektrodenpotential
Standardpotential der sauren Wasserstoffelektrode = 0, und die zu testende Elektrode wird zum Vergleich als Kathode verwendet.
E (Standard) der Konzentrationsdifferenzbatterie = 0
2) Beim Schreiben des Elektrodenpotentials muss es entsprechend der Reduktionsreaktion, dem Reduktionspotential, geschrieben werden.
Daher muss bei der Berechnung des Potentials von Kathode und Anode dieses in eine Formel für die Reduktionsreaktion (Elektronengewinn) umgewandelt werden
3) Bestimmung von Kathode und Anode der Primärbatterie
Das Reduktionspotential E (Elektrode) ist hoch -> / neigt zur Reduktionsreaktion -> Kathode
Die Höhe des Reduktionselektrodenpotentials ist ein Maß für die Tendenz der Reaktion, bei der die oxidierte Substanz der Elektrode Elektronen erhält und in den reduzierten Zustand reduziert wird.
4) Elektromotorische Kraft der Batterie
a.Nernst-Gleichung der Batterie
b. Batteriepotential = positives Elektrodenpotential – negatives Elektrodenpotential = E-Kathode – E-Anode
Liquid-Junction-Potential und seine Beseitigung
Liquid-Junction-Potenzial//Diffusionspotential: die Potentialdifferenz, die an der Grenzfläche zweier verschiedener Lösungen besteht [muss man sich merken, nicht nehmen]
Diese Formel ist anwendbar, wenn die Elektrolyte in den beiden Verbindungslösungen vom gleichen Typ sind und Elektrolyte vom Typ 1-1 sind.
z.B.
Wesen: Verursacht durch die unterschiedlichen Diffusionsgeschwindigkeiten der Ionen in der Lösung
Eliminierungsmethode: Salzbrücke hinzufügen (die Wanderungszahlen von Anion und Kation des Elektrolyten sollten nahe beieinander liegen)
1. Der in der Salzbrücke verwendete Elektrolyt muss extrem nahe beieinander liegende Wanderungszahlen von Anionen und Kationen aufweisen. 2. Eine mit KCI gesättigte Lösung eignet sich am besten für Salzbrückenbedingungen, aber die Salzbrückenlösung kann nicht mit der Originallösung reagieren. Beispielsweise können Lösungen, die Ag enthalten, nicht verwendet werden.
Thermodynamik【Testbefüllung, Auswahl, Berechnung】
Finden Sie ΔrGm
ΔG physikalische Bedeutung
Unter reversiblen Bedingungen konstanter Temperatur und konstanter Spannung gilt ΔG=Wr'=reversible elektrische Leistung --->ΔrGm=Wr,m’=ΔrHm-TΔrSm (= reversible elektrische Arbeit, die geleistet wird, wenn die Reaktion auf 1 mol fortschreitet)
Die Änderung der Gibbs-Funktion stellt die Fähigkeit des Systems dar, Nicht-Volumen-Arbeit zu leisten.
ΔrGm=-zFEr
E hat nichts mit den Koeffizienten der Gleichung == nicht summierbar zu tun, während ΔrGm mit den Koeffizienten zusammenhängt
-: Das System arbeitet an der Umgebung
Finden Sie ΔrGm (Standard)
E (Standard): E, wenn sich der Elektrodenreaktant im Standardzustand befindet
Für Gase: reines ideales Gas mit Druck p (Standard)
Für Flüssigkeiten: reine Flüssigkeit mit Druck p (Standard)
Reine Flüssigkeitsaktivität = 1
Für Ionen: Druck p (Standard) Ion mit Aktivität 1
Finden Sie ΔrSm
Finden Sie ΔrHm
ΔrHm = ΔrGm TΔrSm
Ich frage nach Q
Konstante Temperatur, reversibel: Q=ΔrSm*T=ΔrHm-ΔrGm=ΔrHm-W'
Stellen Sie fest, ob ein thermischer Effekt vorliegt
Beachten Sie, dass die Berechnung gemäß der internationalen Standardeinheit J/mol erfolgt und das Ergebnis in kJ/mol umgerechnet werden muss.
Finden Sie ΔrHm (definiert gemäß ΔrGm)
ΔrHm=ΔrGm T*ΔrSm =Wr,m' TQr,m =Qp,m
Finden Sie K (Standard) (gemäß ΔrGm=0)
Rezension
Finden Sie E
Nernst-Gleichung ---Reversible elektromotorische Kraft und Konzentration c ---E&E (Standard)-Beziehung
Beachten Sie den Unterschied zwischen lg- und ln-Formeln [25℃---lg] z: Die Menge der übertragenen Elektronen bei der Reaktion! =Summe der hinzugefügten Elektronen a: Flüssigkeit--a; Gas--p
Beachten:
ΔrGm (Standard) = -zE (Standard) F Wenn gleich, ist E (Standard) nicht unbedingt gleich
E ist die Intensitätsgröße
E hat nichts mit der Schreibweise der Reaktion zu tun, sondern hängt mit ΔrGm (bezogen auf n) zusammen.
Finden Sie γ(-)
z.B.
zB ΔrGm==test Er (Boggendorff-Auslöschungsmethode) ΔrSm===E-T-Kurve erstellen (E bei variabler Temperatur messen)===Steigung der Zieltemperatur ermitteln
Anwendungen der elektromotorischen Kraftmessung
①Messung der Aktivität
E--->a---->a( -)---->a( )
②Messung der elektromotorischen Standardkraft
③Bestimmen Sie die Reaktionsrichtung – ΔrGm
Primärbatteriedesign
Elektrodenklassifizierung
Elektrode Typ 1
Metallelektrode: Eine Elektrode, in der sich Metall und seine Ionen in unterschiedlichen Phasen befinden und in direktem Kontakt stehen
Nichtmetallische Elektrode: Nichtmetallische (Gaselement) zusätzliche inerte Elektrode (z. B. Graphit, Pt, Pd) und ihre Ionen befinden sich in verschiedenen Phasen und stehen in direktem Kontakt miteinander
Wasserstoffelektrode
a. Saure Wasserstoffelektrode Elektrodenreaktionen und Elektrodensymbole werden als Kathoden geschrieben.
b.Alkalische Wasserstoffelektrode
Wie finde ich das Standardelektrodenpotential einer alkalischen Wasserstoffelektrode?
Sauerstoffelektrode
a. Saure Sauerstoffelektrode
b.Alkalische Sauerstoffelektrode
Alkalisch... = sauer... ....
Elektrode vom Typ II
Metall-feuerfeste Salzelektrode: eine Elektrode, die aus einem Metall, seinem feuerfesten Salz und den Anionen des feuerfesten Salzes im Elektrolyten besteht
a. Kalomelelektrode – Referenzelektrode (Das Elektrodenpotential ist normalerweise eine bekannte Größe)
Anwendung: pH-Wert messen a(H2)=1 unter 100 kPa
b.Silber-Silberchlorid-Elektrode
Metall-Metalloxid-Elektrode: eine Elektrode bestehend aus Metall und seinen unlöslichen Salzen und H //OH-
Antimon-Antimonoxid-Elektrode
Der dritte Elektrodentyp ist die Redox-Elektrode Die an der Reaktion beteiligten Stoffe befinden sich in derselben Lösung und die Elektrodenplatte nimmt nicht an der Reaktion teil
Batteriedesign
Prinzip: Elektroden gehören zu den oben genannten drei Elektrodentypen
Beachten
Wenn KCl-Lösung als Elektrolytlösung verwendet wird, kann die KCl-Salzbrücke nicht als Salzbrücke verwendet werden.
Wenn die Elektrolytlösung eine alkalische Lösung ist, kann H2O nicht als alkalisches Medium verwendet werden.
Design einer Konzentrationsdifferenzbatterie
E (Standard) der Konzentrationselektrode = 0
Schritt
1. Entwerfen Sie zuerst die Kathode (Reduktionsreaktion, um Elektronen zu erhalten)
Schreiben Sie zunächst die Stoffe auf, die bei der Reaktion Elektronen aufnehmen und abgeben müssen.
Nutzen Sie dann durch Ladungserhaltung das H/H2O-Gleichgewicht
2. Anode = Gesamtreaktionsformel – Kathodenformel
3. Überprüfen
a. Ladungserhaltung: Die Anzahl der Ladungen an Kathode und Anode muss gleich sein
b.Elektrodenklassifizierung! !
z.B.
Routine für Fragen zur Elektrochemie
1. Elektrodenreaktion und Gesamtreaktion
2. Listen Sie die Nernst-Gleichung auf
Ⅲ.Irreversible elektrochemische Batterie Der Unterschied zwischen reversiblen elektrochemischen Zellen und irreversiblen elektrochemischen Zellen (Er! = Eir) --- Grund: Polarisation Elektrodenreaktion im Elektrolyseprozess
Beziehung zwischen Spannung und Strom der Elektrolysezelle
Theoretisch
Stellen Sie sich diese Elektrolysezelle als einen großen Widerstand vor; E=IR---in einer geraden Linie
Genau genommen
Dreisegmentkurve
Stufe a:
Fremdspannung! =0, die beiden Elektroden reagieren (H2, Cl2) und bilden so eine Primärbatterie mit den Primärionen, die der externen Stromversorgung standhält [Abbildung 3]. Daher ist eine Primärbatterie an den externen Stromkreis angeschlossen (um der externen Stromversorgung zu widerstehen). Wenn E (extern) = E (Primärbatterie) IR ist, ist E (extern) ~ E (Primärbatterie), was dazu führt, dass I sehr klein ist
Wenn die externe Spannung ansteigt, bleibt I unverändert: Die externe Primärbatterie wird als reversible Primärbatterie betrachtet, und Er wird aufgelistet, wenn die externe Spannung ansteigt, nimmt die elektromotorische Gegenkraft zu, sodass sich I nicht wesentlich ändert.
Stufe b
Nachdem die externe Spannung einen bestimmten Wert erreicht hat, erreicht E (Primärbatterie) einen Maximalwert – E zerfällt und der Strom steigt linear mit der externen Spannung.
Zersetzungsspannung V
Beim Elektrolysebetrieb ist dies die minimale äußere Spannung, die erforderlich ist, damit sich der Elektrolyt kontinuierlich an den beiden Polen zersetzen kann
c-Stufe
Wenn der Außendruck ein bestimmtes Niveau erreicht, erreicht die Trägergeschwindigkeit den Grenzwert und I bleibt unverändert.
Polarisationsphänomen ---Ursache E(Minute)=Eir>E(Grund)=Er
Definition
Das Phänomen, dass das Elektrodenpotential einer irreversiblen elektrochemischen Zelle vom Elektrodenpotential einer reversiblen elektrochemischen Zelle aufgrund von Stromfluss abweicht
Grund
Irreversible elektrochemische Zellen enthalten verschiedene Prozessgeschwindigkeiten, die nicht übereinstimmen
1. Konzentrationspolarisation: langsame Diffusion und schnelle Reaktion (Ionendiffusionsrate < Elektrodenreaktionsrate)
Beseitigen---Umrühren
Grund: Verursacht durch die Langsamkeit des Diffusionsprozesses
Ergebnis (im Vergleich zum reversiblen Elektrodenpotential): kathodische Polarisation --- Potentialreduzierung Anodische Polarisation – erhöhtes Potenzial
Beispiel: Primärbatterie ir: Die Ionenkonzentration um die Anodenelektrode ist zu hoch und es bleibt keine Zeit zum Diffundieren, sodass das Elektrodenpotential Eir>Er ist
Die Ionen rund um die Kathodenelektrode haben keine Zeit, in die Umgebung zu diffundieren, und die Konzentration ist zu niedrig, sodass Eir<Er ist
Das gleiche Prinzip gilt für Elektrolysezellen
2. Elektrochemische Polarisation: langsame Reaktion und schnelle Diffusion (Elektronenübertragungsrate > Reaktionsrate)
Grund: Verursacht durch die Langsamkeit der elektrochemischen Reaktion selbst
Ergebnis (im Vergleich zum reversiblen Elektrodenpotential): kathodische Polarisation --- Potentialreduzierung Anodische Polarisation – erhöhtes Potenzial
Beispiel: Primärbatterie ir: Die Kathode benötigt Ionen, um Elektronen zu erhalten, und die Elektronen werden aus der Anodenreaktion transportiert. Die elektrochemische Polarisation der Kathode bewirkt, dass die Ionen langsam Elektronen aufnehmen, wodurch sich Elektronen an der Kathode ansammeln und dadurch das Potenzial verringert wird .
Ergebnis (im Vergleich zum reversiblen Elektrodenpotential): kathodische Polarisation --- Potentialreduzierung Anodische Polarisation – erhöhtes Potenzial
Für die gesamte Primärbatterie: Er=E (yin)-E (yang)>Eir
Negative Auswirkungen
E (Ausgang), dasselbe wie elektrische Arbeiten
Für die gesamte Elektrolysezelle: Er (Zersetzung) = Er ( ) - Er (-) = Er (Yang) - Er (Yin) < Eir (Zersetzung)
Negative Auswirkungen
E (Output), der Energieverbrauch ist gleich
Durch die Polarisation wird die elektromotorische Kraft der Originalbatterie verringert und die Zersetzungsspannung der Elektrolysezelle erhöht.
Beschreibung des Polarisationsgrads – Überpotential eta (muss ein positiver Wert sein)
Definition: Der absolute Wert der Differenz zwischen dem Elektrodenpotential Eir und seinem Gleichgewichtselektrodenpotential Er bei einer bestimmten Stromdichte.
Einflussfaktoren: Stromdichte J
Tafel empirische Formel
So zeichnen Sie eine Polarisationskurve: Finden Sie die Beziehung zwischen Überspannung und Stromdichte J (Beziehung zwischen dem Kathodenelektrodenpotential Eir (Kathode) und J)
Experiment zur Messung der Polarisationskurve
Wenn sich die Versorgungsspannung ändert, ändert sich die Größe des Stroms I, wodurch die Stromdichte J Er/ir (Kathode) = E (Potentiometer) – E (Referenz) gemessen wird.
Es muss die Situation des Überpotentials berücksichtigt werden
Fe-, Co- und Ni-Elektroden unter Gaselektroden und Metallelektroden
Polarisationskurve E-J-Kurve
Primärbatterie
1. Wenn J=0, E (Yin) = Er (Yin), E (Yang) = Er (Yang) Der numerische Wert kann bekannt sein 2.E (Kathode)>E (Anode) [Das positive Elektrodenpotential ist hoch, die Kathode verliert Elektronen ---> Kathode] 3. Auswirkung der Polarisation auf Kathode und Anode
Zelle
1.E (Yang)>E (Yin) 2. Auswirkung der Polarisation auf Kathode und Anode
Elektrodenreaktion im Elektrolyseprozess Lösen Sie das Problem – (Es sind mehrere Ionen gleichzeitig in der Lösung, welches zuerst reagiert)
Elektrolyse
Anode – [O], das mit niedrigem Reduktionspotential wird zuerst oxidiert (Reaktion) Kathode – [H], das mit hohem Reduktionspotential wird zuerst reduziert (Reaktion)
Kathodische Reaktion: [Cu2, Zn2, Ag] 1. E=Er ergibt sich aus der Nernst-Gleichung, Eir kann aus der Polarisationskurve Eir=Er-η ermittelt werden 2. Stoffe mit hohem Reduktionspotential neigen zu Reduktionsreaktionen und fallen zuerst an der Kathode aus. 3. Das Potenzial ist so niedrig, dass es leicht zu Oxidationsreaktionen kommt, die sich zuerst an der Anode niederschlagen.
Um die Richtungsfolge zu bestimmen, verwenden Sie das polarisierte Elektrodenpotential E (X, Polarisation) = Eir = E (X, Gleichgewicht) – η
Kathode
Zn2 hat keinen Hyperpolarisationseffekt und Er wird direkt mithilfe der Nernst-Gleichung berechnet; H2 ist eine Gaselektrode und die Hyperpolarisation muss berücksichtigt werden. Nach der Berechnung von Er müssen Sie noch Eir=E (X, Polarisation) berechnen.
Anode
Bei der Elektrolyse: Anodenstoffe mit niedrigem Polarisationspotential werden zuerst oxidiert Kathode – Stoffe mit hohem Polarisationspotential werden bevorzugt reduziert
Unabhängig von der Kathode oder Anode gilt: Je näher das E einer Substanz am Er liegt, desto einfacher ist die Ausfällung. (Besondere Stoffe werden über den Plan hinaus berücksichtigt)