Un resumen de los puntos de conocimiento sobre las baterías primarias químicas en el examen de ingreso a la universidad

Una batería primaria es un dispositivo que puede generar corriente mediante una reacción redox. También se puede decir que es un dispositivo que convierte la energía química en energía eléctrica. Esta vez he compilado un resumen de los puntos de conocimiento sobre las baterías químicas primarias para el examen de ingreso a la universidad para que todos puedan leerlo y consultarlo.

Índice de contenidos

Resumen de los puntos de conocimiento de la batería primaria en el examen de ingreso a la universidad

Cómo juzgar lo positivo y lo negativo electrodos de la batería primaria

Principio de funcionamiento de la batería primaria

Resumen de los puntos de conocimiento de la batería primaria en el examen de ingreso a la universidad

1. Principio de la batería primaria

1. Las cuatro condiciones que constituyen la batería primaria (para la batería primaria de cobre-zinc como ejemplo)

① Dos electrodos con diferente reactividad ② Solución de electrolito ③ Reacción redox espontánea ④ Formación de un circuito cerrado

2. Determinación de los electrodos positivo y negativo de la batería primaria

①El metal con propiedades removibles fuertes se utiliza como electrodo negativo, y el metal o no metal con propiedades removibles débiles se usa como electrodo negativo. utilizado como electrodo positivo.

②El electrodo negativo sufre una reacción de oxidación de pérdida de electrones y el electrodo positivo sufre una reacción de reducción de ganancia de electrones.

③El circuito externo es conductor de metal, etc. En el circuito externo, los electrones fluyen desde el electrodo negativo al electrodo positivo.

④El circuito interno es conducido por el electrolito. En el circuito interno, los cationes se mueven hacia el electrodo positivo y los aniones hacia el electrodo negativo.

Celda primaria Cu-Zn: electrodo negativo: Zn-2e=Zn2 electrodo positivo: 2H 2e=H2 ↑ reacción total: Zn 2H =Zn2 H2 ↑

Pila de combustible de hidrógeno-oxígeno , respectivamente La reacción del electrodo de OH y H2SO4 como electrolito es la siguiente:

Álcali como electrolito: Electrodo negativo: H2—2e- 2OH-=2 H2O Electrodo positivo: O2 4e- 2 H2O=4OH-

Ácido Como electrolito: Electrodo negativo: H2—2e-=2H Electrodo positivo: O2 4e- 4H =2 H2O

La reacción total es: 2H2 O2=2 H2O

2. Principio de la celda electrolítica

1. Las cuatro condiciones que constituyen una celda electrolítica (tomando como ejemplo la electrólisis del NaCl)

① forman un circuito cerrado ② electrolito solución ③ dos electrodos ④ Fuente de alimentación CC

2. Determinación del cátodo y ánodo de la celda electrolítica

①El que está conectado al polo negativo de la fuente de alimentación es el cátodo, y el que está conectado al polo positivo de la fuente de alimentación es el ánodo

②Los electrones se transfieren desde el polo negativo de la fuente de alimentación → cable → El cátodo de la celda electrolítica → (reducido) en el electrolito, los aniones (oxidados) en la celda electrolítica → el ánodo de la celda electrolítica → cable → electrodo positivo de la fuente de alimentación

③Los cationes se mueven al electrodo negativo los aniones se mueven al ánodo

④La reacción de reducción de cationes que ganan electrones ocurre en el cátodo y la reacción de oxidación de aniones que pierden electrones ocurre en el ánodo.

Nota: En el electrodo inerte, la secuencia de descarga de varios iones

3. Comparación entre batería primaria y celda electrolítica

Celda electrolítica de batería primaria

(1) Definir un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica Un dispositivo que convierte energía eléctrica en energía química

(2) Formar un electrodo con las condiciones adecuadas, una solución electrolítica adecuada y formar un electrodo de bucle y una solución de electrolito (o electrolito fundido), conéctelo a una fuente de alimentación externa y forme un circuito

(3) Nombre del electrodo electrodo negativo electrodo positivo ánodo cátodo

(4 ) Tipo de reacción oxidación reducción oxidación reducción

(5) El flujo de electrones del circuito externo fluye hacia el electrodo negativo, el electrodo positivo fluye hacia adentro, el ánodo sale y el cátodo fluye hacia adentro. 4. Sobre el electrodo inerte, la secuencia de descarga de varios iones:

1. Secuencia de descarga:

Si el ánodo es un electrodo inerte (Pt, Au, grafito), debe ser el descarga de iones en la solución electrolítica, y la ecuación de reacción del electrodo debe escribirse de acuerdo con la secuencia de descarga de los iones.

En el cátodo se produce una reacción de reducción, y el orden en que los cationes ganan electrones y se reducen es: Ag gt; Hg2 gt; Fe3 Cu2 gt; Pb2 gt; Sn2 gt; Zn2 gt; (H de ionización de agua) gt;

En el ánodo (electrodo inerte) se produce una reacción de oxidación. Los aniones pierden electrones y se oxidan en el orden: S2-gt; OH-gt; agua OH-gt ionizada; ion oxiácido F-.

(Nota: Al3, Mg2, Na, Ca2, estos cationes metálicos activos no se reducen en solución acuosa. La fundición de estos metales activos a menudo se realiza mediante electrólisis de sales u óxidos fundidos anhidros).

2. Cambios en el valor del pH de la solución durante la electrólisis

Durante el proceso de electrólisis de la solución electrolítica, el valor del pH de la solución a veces cambia. Para juzgar el cambio del valor de pH de la solución electrolítica, a veces se puede observar en el producto de la electrólisis.

① Si se produce H2 en el cátodo y no se produce O2 en el ánodo durante la electrólisis, el valor del pH de la solución aumentará después de la electrólisis

② Si no hay H2; en el cátodo y se produce O2 en el ánodo, entonces el valor del pH de la solución disminuye después de la electrólisis

③ Si hay en el cátodo y en el ánodo, y VO2 = 2 V H2, hay; Hay tres situaciones: a Si la solución original es una solución neutra, luego de la electrólisis el valor del pH permanece sin cambios b si la solución original es una solución ácida, el valor del pH se vuelve más pequeño c si la solución original es una solución alcalina; el valor del pH aumenta;

④ Si no hay H2 en el cátodo, no habrá H2 en el ánodo y el pH de la solución también puede cambiar después de la electrólisis. Por ejemplo, si se electroliza una solución de CuCl2 (la solución de CuCl2 es ácida debido a la hidrólisis de Cu2), una vez que se electroliza todo el CuCl2, el valor del pH aumentará y se convertirá en una solución neutra.

3. Al realizar cálculos electroquímicos relevantes, como calcular la masa o la relación de masa de los productos precipitados del electrodo, el valor de pH de la solución o inferir el peso atómico de los metales, etc., asegúrese de Para captar de cerca las reacciones de los electrodos, como el cátodo y el ánodo o los electrodos positivos y negativos, el número de electrones ganados y perdidos es igual.

5. Aplicación del principio de electrólisis

(1) Preparación de sustancias: Por ejemplo, se pueden producir hidrógeno, cloro y sosa cáustica mediante electrólisis de una solución saturada de agua salada.

(2) Galvanoplastia: Proceso de aplicar el principio de electrólisis para recubrir una fina capa de otros metales o aleaciones sobre la superficie de ciertos metales. Durante la galvanoplastia, la pieza revestida se utiliza como cátodo, el metal de recubrimiento se utiliza como ánodo y una solución salina que contiene cationes del metal de recubrimiento se selecciona como solución electrolítica. La concentración de cationes metálicos no cambia durante el proceso de galvanoplastia.

(3) Cobre refinado: use cobre refinado como cátodo, cobre ampollado como ánodo, use sulfato de cobre como solución electrolítica, el cobre ampollado en el ánodo se disuelve, el cobre precipita del cátodo y el La concentración de Cu2 en la solución disminuye

(4) Electrofusión de metales activos: los elementos metálicos se pueden obtener mediante electrólisis de Al2O3, MgCl2 y NaCl en estado fundido.

6. Ejemplos de electrólisis

(1) Electrolito en sí: La capacidad de descarga de cationes y aniones es mayor que la del agua para ionizar H y OH -. Como ácidos anaeróbicos y sales de ácidos anaeróbicos de metales inactivos.

①HCl(aq): Ánodo (Cl-gt; OH-)2Cl--2e-=Cl2 ↑ Cátodo (H) 2H 2e-=H2 ↑

Ecuación total 2HCl H2 ↑ Cl2 ↑

②CuCl2(aq): Ánodo (Cl-gt; OH-)2Cl--2e-=Cl2 ↑ Cátodo (Cu2 gt; H) Cu2 2e-=Cu

Ecuación general CuCl2 Cu Cl2 ↑

(2) Electrólisis del agua: La capacidad de descarga de cationes y aniones es menor que la del agua para ionizar H y OH -. Como ácidos que contienen oxígeno, bases fuertes y sales ácidas de metales activos que contienen oxígeno.

①H2SO4(aq): Ánodo (SO42-

Ecuación general 2H2O 2H2 ↑ O2 ↑

②NaOH(aq): Ánodo (OH-)4OH―― 4e-=2H2O O2 ↑ Cátodo: (Na

Ecuación total 2H2O 2H2 ↑ O2 ↑

③Na2SO4(aq): Ánodo (SO42-

Ecuación total 2H2O 2H2 ↑ O2 ↑

(3) Electrólisis de agua y electrolitos: la capacidad de descarga de cationes es más fuerte que la del agua para ionizar H, y la capacidad de descarga de aniones es más débil que la del agua para ionizar OH -, como las sales de ácido anaeróbico de cationes activos. La capacidad de descarga es más débil que la del agua que se ioniza para producir H, y la capacidad de descarga de aniones es más fuerte que la del agua que se ioniza para producir OH-, como la sal ácida de oxígeno de; metales inactivos

①NaCl(aq): ánodo (Cl-gt; OH- )2Cl――2e-=Cl2 ↑ Cátodo: (Na Ecuación total 2NaCl 2H2O 2NaOH H2 ↑ Cl2 ↑

②CuSO4(aq): Ánodo (SO42-H) Cu2 2e-=Cu

Ecuación general 2CuSO4 2H2O 2Cu 2H2SO4 O2 ↑

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Cómo juzgar los polos positivo y negativo de la batería primaria

1. Generalmente, los dos polos son Cuando los materiales de los electrodos tienen diferente reactividad, el que tiene una fuerte reactividad a menudo se usa como electrodo negativo. , y el de reactividad débil se utiliza como electrodo positivo. Sin embargo, salvo algunos casos especiales: en la batería primaria compuesta de Mg-Al-NaOH, aunque el magnesio es más activo que el aluminio, el magnesio no interactúa con el electrolito. La solución de hidróxido de sodio reacciona y el aluminio puede reaccionar con el hidróxido de sodio. Por lo tanto, de acuerdo con las condiciones de la batería primaria, se puede ver que la batería primaria debe ser una reacción redox espontánea, por lo que en este momento, el aluminio es el electrodo negativo. el magnesio es el electrodo positivo;

2. Según la reacción del electrodo, se produce una reacción de oxidación en el electrodo negativo y una reacción de reducción en el electrodo positivo

3. Según El diagrama del principio de funcionamiento de la entrada y salida de sustancias en la pregunta, observe el aumento y la caída de la valencia de los elementos materiales después de que las sustancias entran y salen. Si la valencia aumenta, se produce una reacción de oxidación, por lo que es negativa. electrodo, y viceversa;

4. Según la dirección del flujo de electrones, los electrones salen del electrodo extremadamente negativo y fluyen hacia el electrodo extremadamente positivo

5. Según; La dirección de la corriente, la corriente sale del electrodo positivo y fluye hacia el electrodo negativo;

6. A juzgar por la dirección del movimiento de los aniones y cationes en la solución electrolítica, los cationes se mueven hacia el electrodo positivo y los aniones. pasar al electrodo negativo;

7. A juzgar por el fenómeno, el metal disuelto es el electrodo negativo y las burbujas generadas son el electrodo positivo

8. A juzgar por la dirección; del puntero del amperímetro en el dispositivo de batería primaria, el punto señalado por el puntero es el electrodo positivo

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Principio de funcionamiento de la batería primaria

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La reacción de la batería primaria es una reacción exotérmica, generalmente una reacción de oxidación-reducción, pero lo que la distingue de las reacciones generales de oxidación-reducción es que la transferencia de electrones no se completa mediante una colisión efectiva entre el oxidante y el agente reductor. pero el agente reductor pierde electrones en el electrodo negativo y sufre una reacción de oxidación. Los electrones se transportan al electrodo positivo a través del circuito externo, y el oxidante gana electrones en el electrodo positivo y sufre una reacción de reducción, completando así la transferencia de electrones. entre el agente reductor y el agente oxidante. El movimiento direccional de los iones en la solución entre los dos polos y el movimiento direccional de los electrones en el cable externo forman un circuito cerrado, que permite que los dos electrodos reaccionen continuamente, produzcan un proceso ordenado de transferencia de electrones, generen corriente eléctrica y realicen la conversión de energía química en energía eléctrica.

Sin embargo, cabe señalar que las reacciones no redox también pueden diseñarse como baterías primarias. Desde la perspectiva de la conversión de energía, la batería primaria es un dispositivo que convierte la energía química en energía eléctrica; desde la perspectiva de la reacción química, el principio de la batería primaria es que los electrones perdidos por el agente reductor en la reacción redox se transfieren a; el oxidante a través de cables externos, provocando la reacción redox. Se realiza en dos electrodos respectivamente.

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