Вход
Войти

Галерея диаграмм связей Физическая химия-электрохимия

Физическая химия-электрохимия

Это статья о разнице между необратимыми электрохимическими ячейками, обратимыми электрохимическими ячейками и необратимыми электрохимическими ячейками (основное содержание включает: решение задач электродных реакций в процессе электролиза, поляризационных явлений, а также связи между напряжением и током электролизера.

Отредактировано в 2024-03-31 10:00:42

WSysQn6v

Недавние работы Смотреть другие работы>>

Физическая химия-электрохимия

WSysQn6v

Недавние работы Смотреть другие работы>>

Рекомендовано вам
Структура

Клетки, ткани, органы, системы, кровеносные системы организмов, иммунитет (антигены, антитела, реакции)
- 3
WSrx009v
Явления интерфейса
- 4
ArteVeloce
Физиология Глава 2 Основные функции клеток
- 4
ArteVeloce
сахара в клетках
- 2
ArteVeloce
адаптация клеток к стрессу
- 3
ArteVeloce
Патология – адаптация и повреждение клеток и тканей1
- 4
ArteVeloce
Глава 1 Адаптация и повреждение клеток и тканей
- 2
ArteVeloce
Адаптация, повреждение и восстановление клеток и тканей
- 3
WSrx009v
Адаптация и повреждение клеток и тканей
- 3
ArteVeloce
Ввод в ячейку (сырой)
- 4
ArteVeloce

электрохимия

Предисловие

Проводящий

Проводящий механизм

Электродная реакция --- закон Фарадея

Направленная миграция ионов --- число миграции ионов

(Молярная) проводимость: описывает способность проводить электричество.

средний коэффициент активности ионов

активность раствора электролита

Раствор электролита: рабочая среда аккумуляторов и электролизеров.

Проводимость и другие свойства

основная концепция

Именование электродов

Для растворов электролитов

Анод: [O] теряет электроны; катод: [H];

Катионы всегда движутся к катоду

например

на всю батарею

Положительный электрод: приток электронов, начало тока I. Отрицательный электрод: выход электронов, конец тока I;

По уровню потенциала: высокий потенциал (потенциал) – положительный полюс, низкий потенциал – отрицательный полюс. По характеру реакции: окисление – анод.

Электродная реакция

например

Реакция батареи: сумма реакций двух электродов.

Объекты исследования электрохимии

Клетка

Положительный электрод <---> анод, отрицательный электрод <---> катод;

Реакция электрода и реакция батареи

Основная батарея «Негативный» «Ян» Цзы Хуань

Анод <--> отрицательный полюс катод <--> положительный полюс;

Реакция электрода и реакция батареи нельзя записать в минус электронной форме

Механизм проводимости растворов электролитов и закон Фарадея.

Проводящий механизм растворов электролитов

P.S.

дирижер

Проводник 1 класса

Электронный проводник (металл): проводит электричество за счет направленного движения электронов.

Чем выше температура, тем слабее проводимость

Проводник класса II

Ионный проводник (раствор электролита): проводит электричество за счет направленного движения ионов.

Чем больше T, тем сильнее проводимость

Закон Фарадея Единица: Q--C, z-моль, F--C/моль

F=96500С/моль=96485 С/моль

Подходит для процесса разряда аккумулятора и процесса электролиза.

Значение: количество электричества, проходящего через электрод, пропорционально количеству образующихся (израсходованных) электродных реагентов//количеству веществ, вступающих в химическую реакцию.

электромиграция ионов

Число миграции ионов Отношение величины тока, переносимого ионом, к общей величине тока, проходящего через раствор.

Числа миграции ионов t, t- анионов и катионов *t( ) t(-)=1 t( )/t(-)=u( )/u(-)

Значение: Опишите вклад анионов и катионов в проводимость в течение определенного периода времени.

Влияющие факторы (возьмем t в качестве примера)

I: Количество заряда катионов, проходящих через площадь поперечного сечения проводника в единицу времени.

Скорость движения ионов v = Количество материала, которое катионы мигрируют из области анода/количество материала, которое реагирует на электроде

Ионные свойства: размер, форма, валентное состояние и т. д.

Основная причина, по которой на число миграции влияет концентрация: взаимодействие между ионами. При низкой концентрации этот эффект не очевиден, но при высокой концентрации взаимодействие между ионами усиливается по мере уменьшения расстояния. При этом скорость движения как анионов, так и катионов будет замедляться.

Если валентности анионов и катионов одинаковы, то изменения t( ) и t(-) не очень велики, тем более, что на числа миграции анионов и катионов в растворе KCl концентрация практически не влияет, а на числа миграции другие ионы обычно подвергаются воздействию различной степени.

Когда валентности анионов и катионов различны, скорость миграции высоковалентных ионов снижается с увеличением концентрации более существенно, чем скорость миграции низковалентных ионов.

В: Влияние электростатического притяжения анионов на катионы и т. д.

Упростите влияние E ----> Извлеките подвижность ионов u

Подвижность ионов //Электрическая подвижность Единица: м^2/В/с

Скорость миграции ионов при единичной напряженности электрического поля

Факторы влияния: c, C, A

максимум (u — константа)

При с-->0 (раствор бесконечно разбавлен) влияние анионов незначительно = катионы движутся самостоятельно, тогда подвижность достигает максимального значения.

Предельная электрическая подвижность ионов: подвижность ионов бесконечно разбавленных растворов

Определение числа миграции ионов·

Используйте определение т =Q /Q

Q (количество электричества, проходящего через площадь поперечного сечения проводника за определенный период времени) ---измеряется непосредственно кулоновским метром//Q=Q( ) Q(-) Вопрос --?

Корень: Измерьте Q

Потому что: за определенный промежуток времени количество катионов (анионов), проходящих через любую границу раздела, одинаково. Итак: вам нужно только найти количество катионов (анионов), проходящих через определенную границу раздела.

Найти Q == Найти n (миграция)

Метод 1: Материальный баланс в анодной зоне.

1. Возьмем " " = в результате реакции образуются катионы. 2.n (сзади), n (спереди), n (реакция) доступны Примечание. Область анода: [O], катионы мигрируют, поэтому «-n миграция».

Метод 2: Материальный баланс в катодной зоне.

подтема

например 43,50---n (спереди) [Количество воды до и после реакции остается неизменным и может рассматриваться как вода в анодной зоне до реакции = вода в анодной зоне после реакции]; -Q//n (реакция) ...---n(n);

Метод 1. Ионно-материальный баланс площади анода.

Метод 2 Анодно-ионный материальный баланс

методы испытаний

Метод Хитова - соответственно измеряют количество материала, которое ионы мигрируют из соответствующей полярной области, и количество материала, подвергающегося электродной реакции.

метод перемещения интерфейса

Активность, коэффициент активности и предельная формула Дебая-Хюкеля раствора электролита

Термодинамическое описание раствора электролита ---- химический потенциал Идея: Найти химический потенциал катода и анода, чтобы определить направление реакции ---> Найти a(-)---> Найти γ и концентрацию

Обзор (пункты можно игнорировать)

Примечание: 1. Выбор стандартного состояния. 2. Композиция представляет собой выбор

Деятельность а

Выражение химического потенциала раствора электролита

u(B) = катионный химический потенциал, анионный химический потенциал a( ), a(-) нельзя измерить напрямую, необходимо ввести a(-)

а, γ и б v=v( ) v(-)

Вывод (согласно определению химического потенциала батареи u) [заполните/выберите] b — известная величина

например

средний коэффициент активности γ

Может отражать разницу между текущим раствором и идеальным разбавленным раствором.

Чем ближе к идеалу, тем ближе к 1.

Чем выше концентрация, тем больше γ отклоняется от 1

В диапазоне разбавленных растворов (с той же концентрацией)

Тип валентности тот же, значение γ аналогичное. например, HCl, LiBr

Для нескольких типов растворов с одинаковой концентрацией, чем выше валентность, тем больше отклонение (тем меньше значение γ).

PS: При работе с растворами сильных электролитов необходимо учитывать значение γ, если оно не указано в вопросе

γ связан с электростатическим взаимодействием между ионами ---> концентрация и валентность влияют на γ (-) --->Ввести ионную силу I

Ионная сила I =1/2*【b( )z( )^2 b(-)z(-)^2】 Единица: моль/кг z: количество зарядов, переносимых ионом

Взаимосвязь между γ и I - предельное уравнение Дебая-Хюкеля, формула DH

Допущения уравнения

1. Все сильные электролиты в растворе диссоциируют.

2. Основное взаимодействие между ионами – кулоновская сила.

3. Каждый ион окружен ионной атмосферой, образованной зарядами противоположных знаков.

Характеристики ионной атмосферы

Вокруг положительных ионов больше шансов появиться отрицательных ионов, и наоборот, но в целом раствор электрически нейтрален. {Вокруг определенного иона больше шансов появления зарядов с разными знаками}

Каждый ион является одновременно центральным ионом и членом ионной атмосферы.

Ионная атмосфера сферически симметрична.

Ионная атмосфера не является фиксированной

Предложение ионной атмосферы упрощает сложные электростатические взаимодействия при решении проблемы центрального ион-ионного взаимодействия атмосферы.

Подходит только для разбавленных растворов сильных электролитов. А: 0,509 (моль/кг)^ (-1/2) z: количество зарядов

z( )|z(-)| в основном определяет размер lgr(-) обратно пропорционально

Для сильных электролитов типа валентности 1-1

В поисках закона

1. Если в вопросе задано γ(-), то γ(-)--(b-)-->a(-)---->a

2. Если в вопросе не задан γ(-), то E--(уравнение Нернста)-->a( -)---(b -)-->γ( -)

Описание проводимости растворов электролитов ---- проводимость, электропроводность и молярная проводимость.

Проводимость G=1/R Единица измерения: Ом^-1=С (Сименс), мС=10^-3С, мС=10^-6С

Хорошо ли проводимость описывает способность проводника проводить электричество?

Следует сравнивать проводимость проводников одинаковой длины и площади поперечного сечения.

Проводимость κ (капа) Единица: См*м^-1,мС*см^-1,мСм*см^-1

Значение: равна проводящей способности проводника на единицу длины (1 м) и единицу площади поперечного сечения (1 м^2).

например, серебро проводит электричество легче, чем медь = серебро имеет большую электропроводность.

Проводимость электролита

Проводимость электролита эквивалентна проводимости определенного электролита в электролитической ячейке на единицу площади пластины и на единицу расстояния между пластинами.

Коэффициент проводимости ячейки K (ячейка) Единица измерения: м^-1 ---Известно в вопросе

Найти κ ---> Найти G ---> Измерить сопротивление Rx (Метод моста Уитстона: отрегулируйте R3 так, чтобы амперметр = 0, чтобы U двух цепей было равным)

κ VS c

Факторы, влияющие на проводимость

Для сильных электролитов

При увеличении концентрации вдвое увеличивается N. В это время v уменьшается из-за увеличения электростатического притяжения катионов анионами. Аналогично проводимость увеличивается менее чем в два раза.

Для слабых электролитов (Количество проводящих ионов N всегда было очень мало, а κ не сильно менялось)

c мало влияет на κ

κ&Λм

κ(растворенное вещество)=κ(раствор)-κ(H20)

Применение измерения проводимости【Обследование】

Рассчитайте степень диссоциации и константу равновесия слабых электролитов.

шаг κ--->Λm--->a,K

1. Перечислите уравнение из трех частей и выясните связь между K и a. (примечание c (стандарт))

2.Λm: получено по определению Λm(∞): известные правила движения ионов, независимые от справочной таблицы.

Рассчитайте растворимость c плохо растворимых солей.

Ионы, образующиеся в слабых электролитах, ионы, образующиеся в нерастворимых солях == бесконечно тонкие растворы

! ! Λm~Λm（∞）

шаг

1. Рассчитайте κ целевого вещества. κ(растворенное вещество)=κ(раствор)-κ(H20)

2.c=κ/Λm=κ/Λm（∞）

3.Ksp=c^(?)=（κ/Λm）^(?)

Является ли проводимость хорошим описанием способности проводника проводить электричество?

Пренебрегайте влиянием концентрации c фактического раствора.

Молярная проводимостьΛm=κ/c Единица измерения: См*м^2/моль

Значение: проводимость раствора электролита единичной концентрации. Раствор, содержащий 1 моль электролита, помещают между двумя параллельными пластинчатыми электродами на расстоянии 1 м друг от друга. В это время увеличивается проводимость раствора.

Λm VS c

Молярная проводимость одного и того же электролита связана с концентрацией!

1.κ=f(N,v,v-)--(Λm=κ/c, что эквивалентно нормализации количества)-->κ=f(v,v-) 2. После увеличения c v, v- уменьшаются, в результате чего Λm уменьшается

Λm и корень c

Для сильных электролитов (Приведенная выше формула выполняется в разбавленном растворе)

B=Λm（∞） (молярная проводимость бесконечно разбавленного раствора)

Как найти: экстраполяция, найти перехват

Эквивалент молярной проводимости, когда концентрация раствора равна 0 = Λm (∞)

обычно как известная величина

c становится больше, Λm становится меньше (u(B) становится меньше)

Эмпирическое правило Кольрауша

В диапазоне разбавленных концентраций Λm~√c имеет линейную зависимость

Для слабых электролитов

Λm~c аппроксимирует гиперболу

В диапазоне разбавленных концентраций Λm чувствителен к c (c становится меньше, α становится больше, а N становится больше).

Предельная молярная проводимость Λm (∞) [Тест]

Почему Λm(∞) самый большой?

Λm=f(v,v-), когда раствор бесконечно разбавлен, v и v- максимальны, анионы и катионы движутся независимо друг от друга, проводимость максимальна, молярная проводимость максимальна

В поисках закона

Для сильных электролитов: Метод экстраполяции/Закон независимого движения ионов Кольрауша

Закон независимого движения ионов Кольрауша

В бесконечно разбавленном растворе ионы движутся независимо друг от друга и не влияют друг на друга. Молярная проводимость бесконечно разбавленного электролита Λm (∞) = сумма молярных проводимостей анионов и катионов при бесконечном разбавлении.

например, CaCl2: Λm（∞）=1*Λm, (∞) 2*Λm,-(∞)

Для слабых электролитов Закон независимого движения ионов Кольрауша

Метод 1: закон независимого движения ионов Кольрауша. Известные экспериментальные данные Λm (∞) (H), Λm (∞) (Ac-)

egHAc: Λm（∞）=1*Λm（∞）(H ) 1*Λm（∞）(Ac-)

Способ 2. Используйте сильные электролиты. (Причина: закон независимого движения ионов Кольрауша - независимое движение аниона и катиона)

Связь между Λm(∞) и скоростью Λm

Λm=Λm（∞）*a

а: степень диссоциации

Измерение Λm ---метод моста Уитстона

принцип [Измерение R --> κ --> Λm]

κ=G*(l/As)=1/R*(l/As)=1/R*K(ячейка) K (ячейка): можно измерить в растворе с известной проводимостью.

Для любой площади электрода

Принципы: сохранение материи и электронейтральность растворов.

n (электролит) = n (миграция ионов)

U1 Ⅱ обратимая электрохимическая ячейка Расчетная батарея ---> Er ---> Термодинамический анализ ---> Преобразование энергии, термодинамические данные

Основы обратимых электрохимических ячеек

Символ батареи // представление значка батареи

в принципе

Анод находится слева, а катод справа.

Укажите состояние вещества (фаза, температура, давление, активность)

твердое состояние - фазовое состояние Решение — активность/концентрация.

Четкая фазовая граница «|» [между разными фазами//между разными твердыми фазами]

Содержание: Агар, насыщенный KCl//насыщенный KNO3.

Цель: Устранить потенциал жидкостного перехода.

потенциал жидкостного перехода

Диффузия происходит от высокой концентрации к низкой. Скорости диффузии H и Cl- различны, что приводит к относительному избытку анионов и катионов с обеих сторон, что приводит к появлению ΔE.

K и Cl-движутся с одинаковой скоростью, а концентрация ионов внутри солевого мостика очень велика.

например

Реверсивная основная батарея Любая реакция и процесс в батарее обратимы.

Условия обратимого расширения

1. Поршень не имеет массы

2. Без трения

3. Давление в системе выше давления окружающей среды.

расширение при механическом равновесии

Условия для реверсивных батарей

1. Химические реакции обратимы. Электролиз протекает в обратном порядке.

Термодинамическая обратимость

2. Нет жидкостного перехода Нет диффузии – солевой мостик

3. Рабочий ток равен 0. Бесконечно медленный разряд (обратимый разряд)

Электродная реакция бесконечно близка к электрохимическому равновесию.

Батареи, работающие в электрическом балансе

Есть диафрагма---необратимая

egD-необратимый аккумулятор, W-обратимый аккумулятор

Определение обратимой электродвижущей силы первичной ячейки Er

Измерение электродвижущей силы аккумулятора необходимо проводить при токе, бесконечно близком к 0.

Метод отмены Поггендорфа? ? ?

Уравнение Нернста

E (стандарт) = E (стандарт – катод) – E (стандарт – анод) Затем подставим это в уравнение Нернста

Обязательно обратите внимание на применимое уравнение уравнения Нернста — реакция восстановления.

P.S.

Степень окисления: продукт вещества, потерявшего электроны.

A B ---> C D Тот, кто восстанавливается (приобретает электроны) между A и B, находится в состоянии окисления

По ΔrGm

E=E катод-E анод

Электродный потенциал и потенциал жидкостного перехода

Электродный потенциал

1) Регулирование потенциала электродов

Потенциал стандартного кисло-водородного электрода = 0, а испытуемый электрод используется в качестве катода для сравнения.

E (стандарт) батареи разности концентраций = 0

2) При записи потенциала электрода его необходимо писать по реакции восстановления, которая и есть потенциал восстановления.

Поэтому при расчете потенциала катода и анода его необходимо преобразовать в формулу реакции восстановления (прироста электронов)

3) Определение катода и анода первичной батареи

Восстановительный потенциал E (электрод) высокий --> / склонен к реакции восстановления --> катод

Уровень восстановительного электродного потенциала является мерой тенденции реакции, в которой окисленное вещество электрода получает электроны и восстанавливается до восстановленного состояния.

4) Электродвижущая сила аккумулятора

а. уравнение Нернста батареи.

б. Потенциал батареи = потенциал положительного электрода – потенциал отрицательного электрода = катод E – анод E.

Потенциал жидкостного перехода и его устранение

Потенциал жидкостного соединения//диффузионный потенциал: разность потенциалов, существующая на границе раздела двух разных растворов [нужно запомнить, а не принимать во внимание]

Эта формула применима, когда электролиты в двух контактных растворах относятся к одному и тому же типу и являются электролитами типа 1–1.

например

Сущность: обусловлено разной скоростью диффузии ионов в растворе.

Метод устранения: Добавить солевой мостик (числа миграции аниона и катиона электролита должны быть близки)

1. Электролит, используемый в солевом мостике, должен иметь чрезвычайно близкие числа миграции анионов и катионов. 2. Насыщенный раствор KCl наиболее подходит для условий солевого мостика, но раствор солевого мостика не может вступать в реакцию с исходным раствором. Например, нельзя использовать растворы, содержащие Ag.

Термодинамика【Тестовое наполнение, подбор, расчет】

Найти ΔrGm

ΔG физический смысл

В обратимых условиях постоянной температуры и постоянного напряжения ΔG = Wr' = обратимая электрическая мощность. --->ΔrGm=Wr,m’=ΔrHm-TΔrSm (= обратимая электрическая работа, совершаемая при доведении реакции до 1 моля)

Изменение функции Гиббса отражает способность системы выполнять необъемную работу.

ΔrGm=-zFEr

E не имеет ничего общего с коэффициентами уравнения == неаддитивно, а ΔrGm связано с коэффициентами

-: Система работает на окружающую среду

Найти ΔrGm (стандарт)

E (стандарт): E, когда реагент электрода находится в стандартном состоянии.

Для газов: чистый идеальный газ с давлением p (стандартно).

Для жидкостей: чистая жидкость с давлением p (стандартно).

Активность чистой жидкости = 1

Для ионов: давление p (стандартный) ион с активностью 1

Найти ΔrSm

Найти ΔrHm

ΔrHm=ΔrGm TΔrSm

Просьба о вопросе

Постоянная температура, реверсивная: Q=ΔrSm*T=ΔrHm-ΔrGm=ΔrHm-W'

Определить, есть ли тепловой эффект

Обратите внимание, что расчет производится в Дж/моль в соответствии с международной стандартной единицей, и результат необходимо преобразовать в кДж/моль.

Найдите ΔrHm (определяется по ΔrGm)

ΔrHm=ΔrGm T*ΔrSm =Wr,m' TQr,м =Qp,м

Найти K (стандарт) (по ΔrGm=0)

обзор

Найдите Е

уравнение Нернста ---Обратимая электродвижущая сила и концентрация c ---E&E (стандартные) отношения

Обратите внимание на разницу между формулами lg и ln [25℃---lg] z: Количество переданных электронов в реакции! = Сумма добавленных электронов а: жидкость-а; газ-р;

Уведомление:

ΔrGm (стандарт) = -zE (стандарт) F Когда то же самое, E (стандарт) не обязательно совпадает

E – величина интенсивности

E не имеет ничего общего с тем, как записана реакция, а связана с ΔrGm (относится к n)

Найдите γ(-)

например

например, ΔrGm==тест Er (метод отмены Боггендорфа) ΔrSm === Постройте кривую E-T (измерьте E при переменной температуре) === Получите наклон целевой температуры

Применение измерения электродвижущей силы

①Измерение активности

E--->a---->a( -)---->a( )

②Измерение стандартной электродвижущей силы

③Определите направление реакции - ΔrGm.

Основная конструкция батареи

Классификация электродов

Электрод типа 1

Металлический электрод: Электрод, в котором металл и его ионы находятся в разных фазах и находятся в непосредственном контакте.

Неметаллический электрод: неметаллический (газовый элемент) дополнительный инертный электрод (например, графит, Pt, Pd) и его ионы находятся в разных фазах и находятся в непосредственном контакте друг с другом.

водородный электрод

а. Кислотный водородный электрод. Электродные реакции и обозначения электродов записываются как катоды.

б. Щелочной водородный электрод

Как найти стандартный электродный потенциал щелочного водородного электрода?

кислородный электрод

а. Кислородный кислородный электрод.

б. Щелочной кислородный электрод

Щелочная... = кислая... ....

Электрод типа II

Металло-тугоплавкий солевой электрод: электрод, состоящий из металла, его тугоплавкой соли и анионов тугоплавкой соли в электролите.

а. Каломельный электрод --- электрод сравнения. (Электродный потенциал обычно является известной величиной)

Применение: Измерение pH a(H2)=1 до 100 кПа

б.Хлоридсеребряный электрод.

Металлооксидный электрод: электрод, состоящий из металла и его нерастворимых солей и H //OH-

Сурьмяно-оксидный электрод

Третий тип электрода – окислительно-восстановительный электрод. Вещества, участвующие в реакции, находятся в одном растворе, а электродная пластина в реакции не участвует.

конструкция батареи

Принцип: Электроды относятся к трем вышеуказанным типам электродов.

Уведомление

Если в качестве раствора электролита используется раствор KCl, то солевой мостик KCl нельзя использовать в качестве солевого мостика.

Если раствор электролита является щелочным раствором, H2O нельзя использовать в качестве щелочной среды.

Конструкция батареи разности концентраций

E (стандарт) концентрационного электрода = 0

шаг

1. Сначала спроектируйте катод (реакция восстановления, получающая электроны).

Сначала запишите вещества, которые должны приобретать и терять электроны в ходе реакции.

Затем, за счет сохранения заряда, используйте баланс H/H2O.

2. Анод = общая формула реакции – формула катода.

3. Проверьте

а. Сохранение заряда: количество зарядов на катоде и аноде должно быть одинаковым.

б. Классификация электродов! !

например

Стандартный вопрос по электрохимии

1. Электродная реакция и общая реакция.

2. Перечислите уравнение Нернста.

Ⅲ.Необратимая электрохимическая батарея. Разница между обратимыми электрохимическими ячейками и необратимыми электрохимическими ячейками (Er! = Eir) --- Причина: поляризация Электродная реакция в процессе электролиза

Соотношение напряжения и тока электролитической ячейки

Теоретически

Думайте об этом электролизере как о большом резисторе; E=IR --- по прямой

на самом деле

трехсегментная кривая

этап а:

Внешнее напряжение! =0, два электрода реагируют (H2, Cl2), образуя таким образом первичную батарею с первичными ионами, которая сопротивляется внешнему источнику питания. [Рисунок 3]. Следовательно, первичная батарея подключается к внешней цепи (чтобы противостоять внешнему источнику питания); Когда E (внешний) = E (основная батарея) IR, E (внешний) ~ E (основная батарея), в результате I становится очень маленьким.

Когда внешнее напряжение увеличивается, I остается неизменным: внешняя первичная батарея рассматривается как обратимая первичная батарея, и Er указывается, когда внешнее напряжение увеличивается, обратная электродвижущая сила увеличивается, так что I не сильно меняется;

этап б

После того, как внешнее напряжение достигает определенного значения, E (основная батарея) достигает максимального значения — E разлагается, и ток увеличивается линейно с внешним напряжением.

Напряжение разложения В

При выполнении операции электролиза минимальное внешнее напряжение, необходимое для обеспечения непрерывного разложения электролита на двух полюсах.

этап в

Когда внешнее давление достигает определенного уровня, скорость носителя достигает предела и I остается неизменным.

явление поляризации ---Причина E(минута)=Eir>E(причина)=Er

определение

Явление, заключающееся в том, что электродный потенциал необратимой электрохимической ячейки отклоняется от электродного потенциала обратимой электрохимической ячейки, вызванный протеканием тока.

причина

Необратимые электрохимические ячейки содержат различные скорости процесса, которые не совпадают.

1. Концентрационная поляризация: медленная диффузия и быстрая реакция (скорость диффузии ионов <скорость реакции электрода).

Устранить --- Перемешать

Причина: вызвано медленностью процесса диффузии.

Результат (по сравнению с обратимым электродным потенциалом): катодная поляризация --- снижение потенциала. Анодная поляризация --- повышенный потенциал

например, первичная батарея ir: концентрация ионов вокруг анодного электрода слишком высока, и нет времени на диффузию, что приводит к тому, что потенциал электрода Eir>Er.

Ионы вокруг катодного электрода не успевают диффундировать в окружающую среду, а концентрация слишком мала, что делает Eir<Er

Тот же принцип применим и к электролитическим ячейкам.

2. Электрохимическая поляризация: медленная реакция и быстрая диффузия (скорость передачи электрона > скорость реакции).

Причина: вызвано медленностью самой электрохимической реакции.

например, первичная батарея IR: катоду нужны ионы для получения электронов, и электроны переносятся из анодной реакции. Электрохимическая поляризация катода заставляет ионы медленно принимать электроны, вызывая накопление электронов на катоде, тем самым снижая потенциал. .

Для всей первичной батареи: Er=E(инь)-E(ян)>Eir

Отрицательные эффекты

E (выход), то же, что и выполнение электромонтажных работ.

Для всей электролитической ячейки: Er (разложение) = Er ( ) - Er (-) = Er (ян) - Er (инь) < Eir (разложение)

Отрицательные эффекты

E (выходная мощность), энергопотребление одинаковое

Поляризация уменьшает электродвижущую силу исходной батареи и увеличивает напряжение разложения электролизера.

Описание степени поляризации ---перенапряжения эта (должно быть положительным значением)

Определение: Абсолютная величина разности между электродным потенциалом Eir и его равновесным электродным потенциалом Er при определенной плотности тока.

Факторы влияния: плотность тока J

Эмпирическая формула Тафеля

Как нарисовать поляризационную кривую — найти связь между перенапряжением и плотностью тока J. (Соотношение между потенциалом катодного электрода Eir (катода) и J)

Эксперимент по измерению поляризационной кривой

При изменении напряжения источника питания изменяется величина тока I, тем самым измеряется плотность тока J Er/ir (катод) = E (потенциометр) - E (опорный);

Необходимо учитывать ситуацию перенапряжения

Электроды Fe, Co и Ni среди газовых и металлических электродов

Поляризационная кривая Кривая E-J

Основная батарея

1. Когда J=0, E (инь) = Er (инь), E (ян) = Er (ян) Числовое значение можно узнать 2.E (катод)>E (анод) [потенциал положительного электрода высокий, катод теряет электроны ---> катод] 3. Влияние поляризации на катод и анод.

Клетка

1.Э (Ян)>Э (Инь) 2. Влияние поляризации на катод и анод.

Электродная реакция в процессе электролиза Решите задачу--(В растворе одновременно находится несколько ионов, какой из них вступит в реакцию первым)

электролиз

Анод - [O], тот, у которого низкий восстановительный потенциал, окисляется первым (реакция). Катод - [H], тот, у которого высокий восстановительный потенциал, восстанавливается первым (реакция).

Катодная реакция: [Cu2, Zn2, Ag] 1. E=Er получено по уравнению Нернста, Eir можно узнать из поляризационной кривой Eir=Er-η. 2. Те, у кого высокий восстановительный потенциал, склонны к реакциям восстановления и сначала выпадают в осадок на катоде. 3. Потенциал настолько низок, что легко протекают реакции окисления, которые сначала осаждаются на аноде.

Для определения последовательности направлений используют потенциал поляризованного электрода E (X, поляризация) = Eir = E (X, баланс) - η.

катод

Zn2 не оказывает эффекта гиперполяризации, а Er рассчитывается непосредственно по уравнению Нернста; H2 — газовый электрод, и необходимо учитывать гиперполяризацию. После расчета Er еще нужно рассчитать Eir=E (X, поляризация).

анод

Во время электролиза: Анод — вещества с низким поляризационным потенциалом окисляются в первую очередь. Катод - преимущественно восстанавливаются вещества с высоким поляризационным потенциалом.

Независимо от того, катод или анод, чем ближе E вещества к Er, тем легче оно осаждается. (Специальные вещества считаются сверх плана)