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 ↑
Hidrógeno- Pila de combustible de oxígeno, las reacciones de los electrodos que utilizan OH y H2SO4 como electrolitos son las siguientes:
Álcali como electrolito: Electrodo negativo: H2—2e-+2OH-=2 H2O Electrodo positivo: O2+4e-+2 H2O=4OH-
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Se utiliza 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. Cuatro condiciones para formar una celda electrolítica (tomando como ejemplo la electrólisis del NaCl)
①Constituir un circuito cerrado ②Solución electrolítica ③Dos electrodos ④Fuente de alimentación CC
2. Determinación del cátodo y ánodo de la celda electrolítica
①El polo conectado al polo negativo de la fuente de alimentación es el cátodo, y el polo conectado al polo positivo de la fuente de alimentación es el ánodo
②Los electrones se transfieren desde el electrodo negativo de la fuente de alimentación → cable → cátodo de la celda electrolítica → (reducido) en el electrolito y aniones (oxidados) en la celda electrolítica → ánodo de la celda electrolítica → cable → electrodo positivo de la fuente de alimentación
③Cation to El electrodo negativo se mueve hacia el; ánodo
④La reacción de reducción en la que los cationes ganan electrones ocurre en el cátodo, y la reacción de oxidación en la que los aniones 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.
Se produce una reacción de reducción en el cátodo, y el orden en el que los cationes ganan electrones y se reducen es: Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(H+ ionizado por ácido)>Pb2+>Sn2+>Fe2+> Zn2+>(H+ ionizado por agua) H+)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>+.
Se produce una reacción de oxidación en el ánodo (electrodo inerte). Los aniones pierden electrones y se oxidan en el orden: S2->SO32->I->Br ->Cl->OH->agua ionizada. OH->que contiene ion oxilato>F-.
(Nota: En solución acuosa, los cationes metálicos activos como Al3+, Mg2+, Na+, Ca2+, + no se reducen. 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 del 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 comprender de cerca las reacciones de los electrodos, como cátodo y ánodo o electrodos positivos y negativos, la ley de que 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 fundidos.
6. Ejemplos de electrólisis
(1) El 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->OH-)2Cl--2e-=Cl2 ↑ Cátodo (H+) 2H++2e-=H2 ↑
Ecuación total 2HCl H2 ↑+Cl2 ↑
②CuCl2(aq): Ánodo (Cl->OH-)2Cl――2e-=Cl2 ↑ Cátodo (Cu2+>H+) Cu2++2e-=Cu
Ecuación general CuCl2 Cu+Cl2 ↑
(2) Electrólisis del agua: La capacidad de descarga de cationes y aniones es más débil 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 total 2H2O 2H2 ↑+O2 ↑
②NaOH(aq): Ánodo (OH-)4OH― ―4e-=2H2O+O2 ↑ Cátodo: (Na+
Ecuación general 2H2O 2H2 ↑+O2 ↑
③Na2SO4(aq): Ánodo (SO42-
La ecuación general 2H2O 2H2 ↑+O2 ↑
(3) Electrólisis del agua y electrolitos: la capacidad de descarga de los cationes es más fuerte que la del agua para ionizar H+, y la capacidad de descarga de los aniones es más débil que esa. del agua para ionizarse a OH-, como la electrólisis libre de oxígeno de metales activos Ácido; la capacidad de descarga de cationes es más débil que la del agua para ionizar H+, y la capacidad de descarga de aniones es más fuerte que la del agua para ionizarse a OH-; , como sales oxoácidas de metales inactivos
①NaCl(aq): ánodo (Cl- >OH-)2Cl――2e-=Cl2 ↑ Cátodo: (Na+ Ecuación general 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 electrodos positivo y negativo de la batería primaria
1. Generalmente, cuando los dos polos están hechos de materiales de electrodos con diferente reactividad , el que tiene una reactividad fuerte se usa a menudo como electrodo negativo y el que tiene reactividad débil se usa como electrodo positivo. Sin embargo, excepto algunos especiales, como: en la batería primaria compuesta de Mg-Al-NaOH,. aunque la proporción de magnesio a aluminio es activa, el magnesio no reacciona con la solución electrolítica de hidróxido de sodio, mientras que 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. tiene una reacción redox espontánea, por lo que en este momento, el aluminio es el electrodo negativo y el magnesio es el electrodo positivo.
2. Según la reacción del electrodo, la reacción de oxidación ocurre en el electrodo negativo y la reducción; la reacción ocurre en el electrodo positivo;
3. De acuerdo con el diagrama de principio de funcionamiento de la entrada y salida del material en la pregunta, consulte la entrada y salida del material. Después de eso, la valencia de los elementos materiales sube y baja. Si la valencia aumenta, se produce una reacción de oxidación, por lo que es un electrodo negativo, y viceversa.
4. Según la dirección del flujo de electrones, los electrones salen del electrodo extremadamente negativo y entran; el electrodo extremadamente positivo;
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5. Según la dirección de la corriente, la corriente sale del electrodo positivo y fluye hacia el electrodo negativo
6; Según la dirección del movimiento de los aniones y cationes en la solución electrolítica, los cationes se mueven hacia el electrodo positivo y los aniones se mueven hacia el electrodo negativo.
7. A juzgar por el fenómeno, el metal se disuelve en; el polo negativo y las burbujas producidas están en el polo positivo;
8. A juzgar por la dirección del puntero del amperímetro en el dispositivo de batería primaria, el polo apuntado por el puntero del electrodo positivo
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Principio de funcionamiento de la batería primaria
La reacción de la batería primaria es una reacción exotérmica, generalmente una reacción de oxidación-reducción, pero es diferente de la reacción redox ordinaria. La reacción es que la transferencia de electrones no se completa mediante una colisión efectiva entre el oxidante y el agente reductor, sino que 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. el oxidante gana electrones en el electrodo positivo. Se produce una reacción de reducción, completando 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, lo que permite que los dos electrodos reaccionen continuamente, provocando un proceso ordenado de transferencia de electrones para generar corriente y realizar la conversión de sustancias químicas. energía 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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