ELEKTROĶĪMISKĀS ŠŪNAS: KOMPONENTI, KĀ TĀS DARBOJAS, VEIDI, PIEMĒRS - ĶĪMIJA - 2025

The elektroķīmiskās šūnas ir ierīces, kurās ķīmiskās reakcijas iet kur ķīmiskā enerģija tiek pārvērsta elektriskajā enerģijā, vai otrādi. Šīs šūnas veido elektroķīmijas sirdi, un dvēsele ir potenciāla elektronu apmaiņa, kas var notikt spontāni vai ne, starp divām ķīmiskajām sugām.

Viena no divām sugām oksidējas, zaudē elektronus, bet otra tiek samazināta, iegūstot nodotos elektronus. Parasti reducētā suga ir metālisks katjons šķīdumā, kurš, iegūstot elektronus, nonāk elektriski nogulsnējumā uz elektrodu, kas izgatavots no tā paša metāla. No otras puses, sugas, kas oksidējas, ir metāls, pārvēršoties metāla katjonos.

Elektroķīmiskās šūnas diagramma no Daniela. Avots: Rehua

Piemēram, iepriekš redzamais attēls attēlo Daniela šūnu: vienkāršāko no visām elektroķīmiskajām šūnām. Metāliskais cinka elektrods oksidējas, atbrīvojot Zn ²⁺ katjonus ūdens vidē. Tas notiek ZnSO ₄ konteinerā kreisajā pusē.

Uz labi, šķīdums, kas satur CuSO ₄ ir samazināts, pārveidojot Cu ²⁺ katjonus Into metāliskā vara, kas tiek uzklāti uz vara elektrodu. Šīs reakcijas attīstības laikā elektroni pārvietojas pa ārēju ķēdi, aktivizējot tā mehānismus; un tādējādi nodrošinot elektrisko enerģiju komandas darbībai.

Elektroķīmisko elementu komponenti

Elektrodi

Elektroķīmiskajās šūnās tiek ģenerētas vai patērētas elektriskās strāvas. Lai nodrošinātu pietiekamu elektronu plūsmu, jābūt materiāliem, kas ir labi elektrības vadītāji. Šeit nonāk elektrodi un ārējā ķēde, kas ir aprīkota ar vara, sudraba vai zelta vadu.

Elektrodi ir materiāli, kas nodrošina virsmu, kur reakcijas notiks elektroķīmiskajās šūnās. Pastāv divi veidi atkarībā no reakcijas, kas notiek tajos:

-Anods, elektrods, kur notiek oksidēšana

-Katods, elektrods, kur notiek samazināšana

Elektrodi var būt izgatavoti no reaģējoša materiāla, tāpat kā Daniela šūnā (cinks un varš); vai no inerta materiāla, kā tas notiek, ja tie ir izgatavoti no platīna vai grafīta.

Anoda atbrīvotajiem elektroniem jāsasniedz katods; bet ne caur risinājumu, bet caur metāla kabeli, kas abus elektrodus savieno ar ārēju ķēdi.

Elektrolītu izšķīšana

Svarīga loma ir arī risinājumam, kas ieskauj elektrodus, jo tas ir bagātināts ar spēcīgiem elektrolītiem; piemēram: KCl, KNO ₃ , NaCl utt. Šie joni zināmā mērā atbalsta elektronu migrāciju no anoda uz katodu, kā arī to vadīšanu caur elektrodiem, lai mijiedarbotos ar reducējamām sugām.

Piemēram, jūras ūdens vada elektrību daudz labāk nekā destilēts ūdens ar zemāku jonu koncentrāciju. Tāpēc elektroķīmiskajās šūnās starp komponentiem ir spēcīga elektrolītu izšķīšana.

Sāls tilts

Šķīduma joni sāk apņemt elektrodus, izraisot lādiņu polarizāciju. Risinājums ap katodu sāk negatīvi uzlādēt, jo katjoni tiek samazināti; Daniela šūnas gadījumā - Cu ²⁺ katjoni , kas uz katoda ir nogulsnēti kā metālisks varš. Tādējādi sāk veidoties pozitīvu lādiņu deficīts.

Šajā vietā sāls tilts iejaucas, lai līdzsvarotu lādiņus un novērstu elektrodu polarizāciju. Pret katoda sānu vai nodalījumu sāls tilta katjoni migrēs vai nu K ^+, vai Zn ²⁺ , lai aizvietotu patērēto Cu ²⁺ . Tikmēr NO ₃ ^- anjoni migrēs no sāls tilta uz anoda nodalījumu, lai neitralizētu pieaugošo Zn ²⁺ katjonu koncentrāciju .

Sāls tiltu veido piesātināts sāļu šķīdums, kura galus pārklāj gēls, kas ir caurlaidīgs joniem, bet ūdensnecaurlaidīgs.

Elektroķīmisko elementu veidi un to darbība

Tas, kā darbojas elektroķīmiskā šūna, ir atkarīgs no tā, kāda veida tā ir. Pamatā ir divi veidi: galvaniskais (vai voltaic) un elektrolītiskais.

Galvaniskais

Daniela šūna ir galvaniskās elektroķīmiskās šūnas piemērs. Tajās reakcija notiek spontāni, un akumulatora potenciāls ir pozitīvs; jo lielāks potenciāls, jo vairāk elektrības šūna piegādās.

Elementi vai baterijas ir precīzi galvaniskas šūnas: ķīmiskais potenciāls starp diviem elektrodiem tiek pārveidots elektriskajā enerģijā, kad iejaucas ārēja ķēde, kas tos savieno. Tādējādi elektroni migrē no anoda, aizdedzina aprīkojumu, kuram ir pievienots akumulators, un tiek atgriezti tieši katodā.

Elektrolītiski

Elektrolītiskās šūnas ir tās, kuru reakcija nenotiek spontāni, ja vien tās netiek piegādātas no ārēja avota. Šeit notiek pretēja parādība: elektrība ļauj attīstīties spontānām ķīmiskām reakcijām.

Viena no zināmākajām un vērtīgākajām reakcijām, kas notiek šāda veida šūnās, ir elektrolīze.

Uzlādējamās baterijas ir elektrolītisko un vienlaikus galvanisko elementu piemēri: tās tiek uzlādētas, lai mainītu ķīmiskās reakcijas un atjaunotu sākotnējos apstākļus atkārtotai izmantošanai.

Piemēri

Daniela kamerā

Šāds ķīmiskais vienādojums atbilst reakcijai Daniela šūnā, kurā piedalās cinks un varš:

Zn (s) + Cu ²⁺ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + Cu (s)

Bet katjoni Cu ²⁺ un Zn ²⁺ nav vieni, bet tos papildina anijoni SO ₄ ^2- . Šo šūnu var attēlot šādi:

Zn - ZnSO ₄ - - CuSO ₄ - Cu

Daniela kameru var uzbūvēt jebkurā laboratorijā, un tā ir ļoti atkārtota elektroķīmijas ieviešanas prakse. Kad Cu ²⁺ nogulsnējas kā Cu, CuSO ₄ šķīduma zilā krāsa pakāpeniski izbalēs.

Platīna ūdeņraža šūna

Iedomājieties kameru, kas patērē ūdeņraža gāzi, ražo metālisku sudrabu un vienlaikus piegādā elektrību. Šī ir platīna un ūdeņraža šūna, un tās vispārējā reakcija ir šāda:

2AgCl (s) + H ₂ (g) → 2AG (-u) + 2H ⁺ + 2Cl ^-

Šeit, anoda nodalījumā, mums ir inerts platīna elektrods, iegremdēts ūdenī un iesūknēts gāzveida ūdeņradī. H ₂ tiek oksidēts līdz H ⁺ un ar metāliski sudraba elektrodu izdalās no saviem elektroniem piena piena AgCl nogulsnēm katoda nodalījumā. Uz šī sudraba samazinās AgCl un palielinās elektroda masa.

Šo šūnu var attēlot šādi:

Pt, H ₂ - H ⁺ - - Cl ^- , AgCl - Ag

Downs šūna

Visbeidzot, starp elektrolītiskajiem elementiem mums ir kausēts nātrija hlorīds, labāk pazīstams kā Downs šūna. Šeit elektrību izmanto, lai izkusušā NaCl tilpumu pārvietotu caur elektrodiem, tādējādi izraisot šādas reakcijas:

2Na ⁺ (l) + 2e ^- → 2Na (s) (katods)

2Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2e ^- (anods)

2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl ₂ (g) (globālā reakcija)

Tādējādi, pateicoties elektrībai un nātrija hlorīdam, var sagatavot metālisku nātrija un hlora gāzi.

Atsauces

1. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
2. Wikipedia. (2020). Elektroķīmiskā šūna. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2020. gada 29. janvāris). Elektroķīmiskās šūnas. Atgūts no: domaco.com
4. R. Kuģis. (sf). Elektroķīmiskās šūnas. Atgūts no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Chemicool. (2017). Elektroķīmiskās šūnas definīcija. Atgūts no: chemicool.com
6. Patrīcija Jankovska. (2020). Kas ir elektroķīmiskā šūna? - struktūra un pielietojums. Pētījums. Atgūts no: study.com
7. Alķīmija (2011. gada 3. marts). Elektroķīmiskās šūnas. Ķīmija un zinātne. Atgūts no: laquimicaylaciencia.blogspot.com