Электрохимия - это область химии, которая изучает реакции, которые включают перенос электронов и взаимное преобразование химической энергии в электрическую.
Электрохимия применяется для производства многих устройств, используемых в нашей повседневной жизни, таких как батареи, сотовые телефоны, фонарики, компьютеры и калькуляторы.
Реакции окисления
В электрохимии изучаются реакции окислительно-восстановительный потенциал. Для них характерна потеря и приобретение электроны. Это значит, что перенос электронов от одного вида к другому.
Как следует из названия, окислительно-восстановительные реакции происходят в два этапа:
- Окисление: Потеря электронов. Элемент, вызывающий окисление, называется окислителем.
- Снижение: Электронное усиление. Элемент, вызывающий восстановление, называется восстановителем.
Однако, чтобы знать, кто получает электроны, а кто теряет, вы должны знать степень окисления элементов. См. Этот пример окислительно-восстановительного потенциала:
Zn (т) + 2H+(водн.) → Zn2+(водн.) + H2(грамм)
Элемент цинка (Zn2+) окисляется за счет потери двух электронов. В то же время это вызвало восстановление иона водорода. Следовательно, это восстановитель.
Ион (H)+) приобретает электрон, претерпевая восстановление. В результате это вызвало окисление цинка. Это окислитель.
узнать больше о Окисление.
Аккумуляторы и электролиз
Изучение электрохимии включает батареи и электролиз. Разница между двумя процессами заключается в преобразовании энергии.
- THE клетка преобразует химическую энергию в электрическую., спонтанно.
- THE электролиз преобразует электрическую энергию в химическую энергию, так что не спонтанно.
узнать больше о Энергия.
Стеки
Ячейка, также называемая электрохимической ячейкой, представляет собой систему, в которой происходит окислительно-восстановительная реакция. Он состоит из двух электродов и электролита, которые вместе производят электричество. Если мы соединяем две или более батареи вместе, образуется батарея.
Электрод представляет собой твердую проводящую поверхность, которая обеспечивает обмен электронами.
- Электрод, в котором происходит окисление, называется анодом и представляет собой отрицательный полюс батареи.
- Электродом, на котором происходит восстановление, является катод, положительный полюс батареи.
Электроны высвобождаются на аноде и проходят по проводящему проводу к катоду, где происходит восстановление. Таким образом, поток электронов идет от анода к катоду.
Электролит или солевой мостик - это раствор электролита, который проводит электроны, обеспечивая их циркуляцию в системе.
В 1836 году Джон Фредрик Дэниелл построил систему, которая стала известна как Даниэль Пайл. Он соединил между собой металлической проволокой два электрода.
Один электрод состоял из металлической цинковой пластины, погруженной в водный раствор сульфата цинка (ZnSO4), представляющий анод.
Другой электрод состоял из металлической медной пластины (Cu), погруженной в раствор сульфата меди (CuSO4), представленный катодом.
На катоде происходит восстановление меди. Между тем на аноде происходит окисление цинка. По следующей химической реакции:
Катод: жопа2+(водн.) + 2e- | → Cu0(s) |
анод: Zn0(s) | → Zn2(водн.) + 2e-|
Общее уравнение: Zn0(s) + Cu2+(водн.) | → Cu0(s) + Zn2+(водн.) |
Знак "|" представляет собой разность фаз между реагентами и продуктами.
Электролиз
THE электролиз это окислительно-восстановительная реакция, протекающая не самопроизвольно, вызванная прохождением электрического тока от внешнего источника.
Электролиз может быть магматическим или водным.
Магматический электролиз - это электролиз, который производится из расплавленного электролита, то есть в процессе плавления.
При водном электролизе в качестве ионизирующего растворителя используется вода. В водном растворе электролиз можно проводить с помощью инертных электродов или активных (или реактивных) электродов.
Приложения
Электрохимия присутствует в нашей повседневной жизни. Вот несколько примеров:
- Реакции в организме человека;
- Производство различных электронных устройств;
- Зарядка аккумуляторов;
- Гальваника: покрытие металлических и стальных деталей металлическим цинком;
- Различные виды применения в химической промышленности.
Ржавчина в металлах образуется в результате окисления металлического железа (Fe) до катиона железа (Fe2+) при наличии воздуха и воды. Мы можем рассматривать ржавчину как разновидность электрохимическая коррозия. Покрытие металлическим цинком в процессе гальваники предотвращает контакт железа с воздухом.
Упражнения
1. (FUVEST) - I и II представляют собой уравнения реакций, которые происходят самопроизвольно в воде в указанном смысле при стандартных условиях.
Я. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Анализируя такие реакции по отдельности или вместе, можно сказать, что в стандартных условиях
а) электроны переносятся от Pb2+ для Fe.
б) должна происходить самопроизвольная реакция между Pb и Zn2+.
в) Zn2+ должен быть лучшим окислителем, чем Fe2+ .
г) Zn должен самопроизвольно восстанавливать Pb2+ к Pb.
д) Zn2+ окислитель должен быть лучше, чем Pb2+.
г) Zn должен самопроизвольно восстанавливать Pb2+ к Pb.
2. (Unip) Железные или стальные предметы можно защитить от коррозии несколькими способами:
I) Покрытие поверхности защитным слоем.
II) Контакт объекта с более активным металлом, например цинком.
III) Контакт объекта с менее активным металлом, например медью.
Верны:
а) только I.
б) только II.
в) только III.
г) только I и II.
д) только I и III
г) только I и II.
3. (Fuvest) В куче такого типа, который обычно встречается в супермаркетах, отрицательный полюс состоит из внешнего покрытия из цинка. Полуреакция, которая позволяет цинку функционировать как отрицательный полюс, такова:
а) Zn+ + и- → Zn
б) Zn2+ + 2e- → Zn
в) Zn → Zn+ + и-
г) Zn → Zn2+ + 2e
д) Zn2+ + Zn → 2Zn+
г) Zn → Zn2+ + 2e
