Électrochimie

L'électrochimie est une branche de la chimie qui étudie les réactions chimiques qui ont lieu à l'interface d'un conducteur (l'électrode d'électron de composée de métal ou de semi-conducteur , y compris graphite ) et d'un conducteur ionique (l'électrolyte ) et qui impliquent le transfert d'électron entre l'électrode et l'électrolyte.

Si une réaction chimique est provoquée par une tension externe , comme dans l'électrolyse , ou si une tension est provoquée par une réaction chimique, comme dans une batterie , elle est une réaction électrochimique du . Des réactions chimiques où des électrons sont transférés entre les atomes s'appellent oxydation/réactions de réduction (redox). Généralement l'électrochimie traite des situations où l'oxydation et les réactions de la réduction sont séparées dans l'espace, reliées par un circuit électrique externe.

Histoire

voient également : Histoire de l'électrochimie

16ème aux développements de XVIIIème siècle

Le XVIème siècle a marqué le commencement de l'arrangement électrique. Pendant le que le siècle le anglais William Gilbert de scientifique a passé 17 ans expérimentant avec le magnétisme et, à un moindre degré, l'électricité. Pour son travail sur des aimants, Gilbert est devenu notoire comme " de ; Père de Magnetism." ; il a découvert de diverses méthodes pour produire et renforcer des aimants.

Dans 1663 le allemand Otto von Guericke du physicien du a créé le premier générateur électrique, qui a produit l'électricité statique en appliquant le frottement dans la machine. Le générateur a été fait d'une grande boule du soufre moulée à l'intérieur d'un globe en verre, monté sur un axe. La boule a été tournée au moyen d'une manivelle et une étincelle électrique statique du a été produite quand une garniture a été frottée contre la boule pendant qu'elle tournait. Le globe a pu être enlevé et employé comme source pour des expériences avec l'électricité.

Par les mid-1700s le français Charles François de Cisternay du du chimiste du féerique a découvert deux types d'électricité statique, et cela comme des frais se repoussent tandis qu'à la différence des frais attirent. Du Fay a annoncé que l'électricité s'est composée de deux fluides : " de ; vitreous" ; (du latin pour le " de ; glass" ; ), ou positif, l'électricité ; et " de ; résineux, " ; ou négatif, l'électricité. C'était la théorie de deux-fluide de de l'électricité, qui devait être opposée par la théorie d'un-fluide de du de Benjamin Franklin de plus tard en siècle.

Le Charles-Augustin de Coulomb a développé la loi de l'attraction électrostatique du dans 1781 comme conséquence de sa tentative d'étudier la loi des répulsions électriques comme indiqué par le Joseph Priestley en Angleterre. Vers la fin des 1700s le médecin italien du et le Luigi Galvani de l'anatomiste ont marqué la naissance de l'électrochimie en établissant un pont entre les réactions chimiques et l'électricité sur son " de d'essai ; De Viribus Electricitatis dans Motu Musculari Commentarius" ; (latin pour le commentaire sur l'effet de l'électricité sur le mouvement musculaire) en 1791 où il a proposé un " de ; substance" nerveo-électrique ; sur des formes de vie biologique.

Sur son essai Galvani a conclu que le tissu animal a contenu une force innée et essentielle jusqu'ici négligée, qu'il a nommée " de ; l'électricité animale, " ; qui a activé les nerfs et les muscles a enjambé par le en métal sonde qu'il a cru que cette nouvelle force était une forme de l'électricité en plus du " de ; natural" ; la forme de a produit par la foudre ou par l'anguille électrique et le rayon de torpille de aussi bien que le " de ; artificial" ; la forme de a produit par le frottement (c., l'électricité statique) de .

Les collègues scientifiques de Galvani courants ses vues, mais le Alessandro Volte ont rejeté l'idée d'un " de ; fluide électrique animal, " ; répondant que les cuisses de la grenouille ont répondu aux différences dans le trempe en métal de , la composition, et le en bloc. Galvani a réfuté ceci en obtenant l'action musculaire avec deux morceaux du même matériel.

19ème siècle

En 1800, le anglais William Nicholson de chimistes et le Johann Wilhelm Ritter réussi dans l'eau de décomposition dans l'hydrogène et l'oxygène par l'électrolyse . Bientôt ensuite Ritter a découvert le processus du plaquant . Il a également observé que la quantité de métal déposée et la quantité de l'oxygène ont produit pendant un processus électrolytique ont dépendu de la distance entre les électrodes . D'ici Ritter 1801 courants thermoélectriques observés et prévu la découverte de la thermoélectricité par le Thomas Johann Seebeck .

Par 1810s le William Hyde Wollaston a apporté des améliorations à la pile galvanique . Monsieur travail de s de Davy Humphry le 'avec l'électrolyse a mené à la conclusion que la production de l'électricité en cellules électrolytiques simple a résulté de l'action chimique et que la combinaison chimique s'est produite entre les substances de la charge opposée. Ce travail a mené directement à l'isolement du sodium et du potassium à partir de leurs composés et des métaux alcalino-terreux à partir du leur en 1808.

Le découverte de s de Ørsted Hans chrétien la 'de l'effet magnétique des courants électriques en 1820 a été immédiatement identifiée comme avance epoch-making, bien qu'il ait quitté davantage de travail sur l'électromagnétisme à d'autres. Le André-Marie Ampère a rapidement répété l'expérience de Ørsted, et les a formulés mathématiquement. En 1821, le Estonien-Allemand Thomas Johann Seebeck du physicien a démontré le potentiel électrique aux points de jointure de deux métaux différents quand il y a une différence de la chaleur entre les joints.

En 1827 l'ohm de Georg de de scientifique d'Allemand a exprimé sa loi dans ce " célèbre de de livre ; Mourir le galvanische Kette, bearbeitet" de mathematisch ; (le circuit galvanique étudié mathématiquement) dans lequel il a donné sa théorie complète de l'électricité.

En le 1832 Michael Faraday que 's expérimente l'a mené énoncer ses deux lois d'électrochimie. En le 1836 John Daniell a inventé une cellule primaire en laquelle on a éliminé de l'hydrogène dans la génération de l'électricité. Daniell avait résolu le problème de la polarisation. Dans son laboratoire il avait appris que le alliant le le zinc amalgamé de de l'esturgeon avec le mercure produirait une meilleure tension. La plantation de William de a produit la première pile à combustible de combustible en 1839. En 1846, le Wilhelm Weber a développé l'électrodynamomètre . En 1866, le Georges Leclanché a breveté une nouvelle cellule qui est par la suite devenue le précurseur à la première batterie employée couramment du monde, la cellule de carbone de zinc de .

Le Svante août Arrhenius a édité sa thèse en 1884 sur les électrolytes (investigations de DES de galvanique de conductibilité de La de sur de Recherches de sur la conductivité galvanique des électrolytes). De ses résultats l'auteur a conclu les électrolytes de ce une fois dissous dans l'eau, devenu à divers degrés coupé ou dissocié en électriquement vis-à-vis des ions positifs et négatifs.

En le 1886 Paul Héroult et le Charles M. Hall a développé une méthode réussie pour obtenir l'aluminium en employant les principes décrits par Michael Faraday.

En le 1894 Friedrich Ostwald a conclu des études importantes de la conductivité électrique et de dissociation électrolytique des acides organiques Le Walther Hermann Nernst a développé la théorie de la force électromotrice de la cellule voltaïque en 1888. En 1889, il a montré comment les caractéristiques du courant produit pourraient être employées pour calculer le changement de l'énergie libre de la réaction chimique produisant le courant. Il a construit une équation, connue sous le nom d'équation de Nernst de , qui a rapporté la tension d'une cellule à ses propriétés.

En le 1898 Fritz Haber a prouvé que les produits définis de réduction peuvent résulter des processus électrolytiques si le potentiel à la cathode est maintenu constant. En 1898 il a expliqué la réduction du nitrobenzène par étapes à la cathode et ceci est devenu le modèle pour d'autres procédés semblables de réduction.

Le 20ème siècle et les développements récents

En 1902, le la société électrochimique (ECS) a été fondé.

En 1909, le Robert Andrews Millikan a commencé une série d'expériences pour déterminer la charge électrique portée par un électron simple .

En 1923, le Johannes Nicolaus Brønsted et le Thomas Martin Lowry ont édité essentiellement la même théorie au sujet de la façon dont les acides et les bases se comportent, using une base électrochimique.

Le Arne Tiselius a développé le premier appareillage électrophorétique sophistiqué du en 1937 et quelques ans après il a été attribué le prix 1948 Nobel pour son travail dans l'électrophorèse de protéine.

Un an après, en 1949, la société internationale de de l'électrochimie (ISE) a été fondée.

Par le 1960s&ndash ; l'électrochimie de Quantum de des années 70 a été développée par le Revaz Dogonadze et ses pupilles.

Principes

Réactions redox

voient également :

redox de la réaction Les processus électrochimiques impliquent des réactions redox où l'énergie est produite par une réaction spontanée qui produit l'électricité, ou où le courant électrique stimule une réaction chimique. Dans une réaction redox, les changements d'état d'oxydation d'un atome ou de l'ion (fondamentalement, sa charge ) en raison d'un électron de transfèrent .

Oxydation et réduction

Les éléments impliqués dans une réaction électrochimique sont caractérisés par le nombre d'électrons que chacun a. L'état d'oxydation de d'un ion est le nombre d'électrons qu'il a acceptés ou donné comparé à son état neutre (qui est défini en tant qu'ayant un état d'oxydation de 0). Si un atome ou l'ion donne un électron dans une réaction son état d'oxydation est augmenté. Dans l'autre direction, si un élément accepte un électron son état d'oxydation est diminué. Généralement l'oxydation et la réduction se produisent toujours d'une mode appareillée tels que les espèces une est oxydées quand une autre est réduite. Une réaction dans laquelle l'oxydation et la réduction se produit s'appelle une réaction redox du de .

Par exemple quand le sodium réagit avec du chlore , le sodium donne un électron et atteint un état d'oxydation de +1. que le chlore accepte l'électron et atteint un état d'oxydation de −1. Le signe de l'état d'oxydation (positif/négatif) correspond réellement à la valeur de la charge électronique de chaque ion. L'attraction des ions différemment chargés de sodium et de chlore est la raison qu'ils forment alors un lien ionique .

La perte d'électrons d'un atome ou d'une molécule s'appelle l'oxydation , et le gain des électrons est la réduction . Ceci peut être facilement rappelé par l'utilisation des dispositifs mnémoniques du . Deux du plus populaire sont " de ; HUILE RIG" ; (l'oxydation est perte, la réduction est gain) et " de ; LEO" ; le lion indique le " de ; GER" ; (perdre les électrons : Oxydation, électrons de gain : Réduction). Pour des cas où des électrons sont partagés (les liaisons covalentes) entre les atomes avec de grandes différences dans l'electronegativity, l'électron est assigné à l'atome avec le plus grand electronegativity en déterminant l'état d'oxydation.

L'atome ou la molécule qui perdent des électrons est connu pendant que l'agent réducteur de , ou le reductant, et la substance qui accepte les électrons s'appelle l'oxydant de , ou l'oxydant de . L'oxydant toujours est réduit dans une réaction ; l'agent réducteur toujours est oxydé. L'oxygène est un oxydant, mais pas le seul. En dépit du nom, une réaction d'oxydation n'a pas besoin nécessairement d'impliquer l'oxygène. En fait, même le feu peut être alimenté par un oxydant autre que l'oxygène : Les feux du fluor sont souvent insatiables, car le fluor est un oxydant encore plus fort (il a un plus élevé Electronegativity ) que l'oxygène.

Pour des réactions impliquant l'oxygène, le gain de l'oxygène implique l'oxydation de l'atome ou de la molécule auxquels l'oxygène est ajouté (l'oxygène est réduit). Ceci suit puisque l'oxygène est fortement électronégatif (ceci peut être prolongé pour inclure d'autres atomes fortement électronégatifs un tel fluor). Dans les composés impliquant des non-métaux, la perte d'hydrogène implique l'oxydation de l'atome ou de la molécule desquels elle est perdue (de l'hydrogène est réduit). Ceci suit parce que l'hydrogène donne son électron dans les liaisons covalentes avec des non-métaux mais il prend l'électron le long de quand il est perdu. Réciproquement, la perte de l'oxygène ou le profit de l'hydrogène implique la réduction.

Cellules électrochimiques

voient également :

électrochimique des cellules

Une cellule électrochimique est un dispositif capable de produire le courant électrique à partir de l'énergie libérée par une réaction spontanée de redox du . Ce genre de cellule inclut la cellule galvanique ou la cellule voltaïque , baptisée du nom de Luigi Galvani et de Alessandro Volte , les scientifiques qui ont conduit plusieurs expériences sur des réactions chimiques et courant électrique pendant le XVIIIème siècle en retard.

Les cellules électrochimiques ont deux électrodes (l'anode et la cathode). L'anode est définie comme électrode où l'oxydation se produit et la cathode est l'électrode où la réduction a lieu. Les électrodes viennent dans diverses formes comprenant le métal, le gaz et le carbone.

La cellule galvanique utilise deux électrodes différentes en métal, chacune dans un électrolyte où les cations sont la forme oxydée du métal d'électrode. La tendance des métaux d'électrode de s'oxyder ou réduire, dans un électrolyte particulier, est définie en termes de potentiel électrochimique qui dépend de la température, pression, et le componsition et la concentration de l'électrolyte. Dans une cellule particulière, une électrode subira l'oxydation (l'anode) et l'autre subira la réduction (la cathode), selon la somme des différences potentielles électrochimiques aux deux électrodes. Ainsi, une cellule produira une différence potentielle électrique entre les deux électrodes dont grandeur et le signe dépend de la chimie se produisant aux deux électrodes.

Une cellule galvanique dont les électrodes sont le zinc et le de cuivre submergé en sulfate de zinc et le sulfate de cuivre , respectivement, est connue comme cellule de Daniells de .

Demi de réactions pour une cellule de Daniells sont ceux-ci : $(cathode) : } \ mbox {Cu} ^ {2+} (aq) + \ mbox {2e} ^ {-} \ rightarrow \ mbox {Cu} (s) \,$

Pour fournir un circuit électrique complet, il doit y a un chemin de conduction entre l'anode et les électrolytes de cathode. Le chemin le plus simple de conduction ionique est de fournir une jonction liquide. Pour éviter le mélange convecteur entre les deux électrolytes, la jonction liquide peut être fournie par une prise poreuse qui permet l'écoulement d'ion tout en limitant l'écoulement convecteur. De tels raccordements de prise poreuse permettent les anions et les cations des deux électrolytes au mélange, qui peut causer la contamination. Pour réduire au minimum de telles issues, on peut utiliser un pont en sel qui se compose d'un gel saturé par électrolyte dans un tube en U inversé. Des issues de contamination peuvent être réduites au minimum par des choix soigneux des électrolytes dans le pont en anode, en cathode et en sel.

Un voltmètre est capable de mesurer le changement du potentiel électrique entre l'anode et la cathode.

La tension électrochimique de cellules désigné également sous le nom de la force électromotrice ou de l'Emf .

Un diagramme de cellules peut être employé pour tracer le chemin des électrons dans la cellule électrochimique. Par exemple, voici un diagramme de cellules d'une cellule de Daniells : $de \ mbox {Zn} (s)|\ ^ de mbox {Zn} {2+} (1M)||\ ^ de mbox {Cu} {2+} (1M)|\ mbox {Cu} (s) \,$ D'abord, la forme réduite du métal à oxyder à l'anode (Zn) est écrite. Ceci est séparé de sa forme oxydée par une ligne verticale, qui représente la limite entre les phases (changements d'oxydation). Les doubles lignes verticales représentent le pont salin sur la cellule. En conclusion, la forme oxydée du métal à réduire à la cathode, est écrite, séparé de sa forme réduite par la ligne verticale. La concentration en électrolyte est donnée car c'est une variable importante en déterminant le potentiel de cellules.

Tension de l'électrode standard

voient également :

standard de la tension de l'électrode

Pour permettre la prévision du potentiel de cellules, les tabulations de la tension de l'électrode standard sont disponibles. De telles tabulations sont mises en référence à l'électrode à hydrogène standard (SHE). standard électrode à hydrogène subit réaction

$\ mbox {2H} ^ {+} (aq) + \ mbox {2e} ^ {-} \ rightarrow \ mbox {H} _ {2} \,$ ce qui est montré comme réduction mais, en fait, ELLE peut agir en tant qu'anode ou cathode, selon le potentiel relatif d'oxydation/réduction de l'autre combinaison d'électrode/électrolyte. La norme de limite dedans qu'ELLE a besoin d'un approvisionnement en gaz d'hydrogène a bouillonné par l'électrolyte à une pression de 1 atmosphère et un électrolyte acide avec l'activité de H+ égale à 1 (habituellement assumé pour être de = 1 mole/litre).

ELLE électrode peut être reliée à n'importe quelle autre électrode par un pont en sel pour former une cellule. Si la deuxième électrode est également aux conditions standard, alors le potentiel mesuré de cellules s'appelle la tension de l'électrode standard pour l'électrode. La tension de l'électrode standard pour ELLE est zéro, par définition. La polarité de la tension de l'électrode standard fournit des informations au sujet du potentiel relatif de réduction de l'électrode comparée au ELLE. Si l'électrode a un potentiel positif en ce qui concerne ELLE, alors ce des moyens c'est une électrode fortement réductrice qui la force à être l'anode (un exemple est Cu dans CuSO4 aqueux avec une tension de l'électrode standard de 0. Réciproquement, si le potentiel mesuré est négatif, l'électrode est plus s'oxydante qu'ELLE (telle que le Zn dans ZnSO4 où la tension de l'électrode standard est -0.

Des tensions de l'électrode standard sont habituellement tabulées comme potentiels de réduction. Cependant, les réactions sont réversibles et le rôle d'une électrode particulière dans une cellule dépend du potentiel relatif d'oxydation/réduction des deux électrodes. Le potentiel d'oxydation pour une électrode particulière est juste le négatif du potentiel de réduction. Un potentiel de cellules standard peut être déterminé en recherchant les tensions de l'électrode standard pour les deux électrodes (parfois appelées demi des potentiels de cellules). Celui qui est plus petit sera l'anode et subira l'oxydation. Le potentiel de cellules est alors calculé comme somme du potentiel de réduction pour la cathode et du potentiel d'oxydation pour l'anode. $de \ _ ^ du mbox {E} {o} {cellule} = \ _ ^ du mbox {E} {o} {rouge} (cathode) - \ _ ^ du mbox {E} {o} {rouge} (anode) = \ _ ^ du mbox {E} {o} {rouge} (cathode) + \ _ ^ du mbox {E} {o} {oxi} (anode)$

Par exemple, la tension de l'électrode standard pour une électrode de cuivre est :

$\ _ ^ du mbox {E} {o} {cellule} = \ _ ^ du mbox {E} {o} {rouge} (cathode) - \ _ ^ du mbox {E} {o} {rouge} (anode)$ À la température standard, les états de pression et de concentration, l'emf du des cellules que (mesuré par un multimètre ) est 0. par définition, la tension de l'électrode pour ELLE est zéro. Ainsi, le Cu est la cathode et ELLE est l'anode donnant le ${E} {cellule} = \ _ ^ du mbox {E} {o} {\/^ de mbox {Cu} {2+} \ mbox {Cu}} - \ le _ ^ du mbox {E} {o} {\ mbox {H} ^ {+}/\ _ de mbox {H} {2}}$ Ou, $de \ = de _ ^ du mbox {E} {o} {\/^ de mbox {Cu} {2+} \ mbox {Cu}} \ mbox {0.34 V}$

Changement dans stoechiométrique coefficient de équilibré cellule équation pas changer $\ mbox {E} ^ {0} _ {rouge} \, valeur de$ parce que la tension de l'électrode standard est une propriété intensive .

Spontanéité de la réaction redox

voient également :

du processus spontané

Lors du fonctionnement des cellules électrochimiques, l'énergie chimique est transformée en énergie électrique et est exprimée mathématiquement comme produit de l'emf et de la charge électrique des cellules de transférés par le circuit externe.

$\ mbox {énergie électrique} = \ mbox {E} _ {cellule} \ mbox {C} _ {} de transport \,$ là où $\ mbox {E} _ {cellule} \,$ est cellule potentiel mesuré en volt (v) et $\ mbox {C} _ {} de transport \,$ est le temps fini integrated courant de cellules et mesuré dans les coulumbs (c). $\ mbox {C} le _ {} de transport \,$ peut également être déterminé en multipliant tout le nombre de la constante (mesuré dans les taupes) de Faraday de périodes transféré par électrons, F = 96.

L'emf de la cellule au courant zéro est l'emf possible maximum. Il est employé pour calculer l'énergie électrique possible maximum qui pourrait être obtenue à partir d'une réaction chimique . Cette énergie est référée pendant que le travail électrique et est exprimé par l'équation suivante :

$\ mbox {W} _ {maximum} = \ mbox {W} _ {électrique} = - \ mbox {nFE} _ {} de cellules \,$ là où le travail est défini en tant que positif dans le système.

Depuis le l'énergie que libre est la quantité de travail maximum qui peut être extraite à partir d'un système, un peut écrire :

$\ delta G=- \ mbox {nFE} _ {} de cellules \,$

Un potentiel positif de cellules donne un changement négatif d'énergie libre de Gibbs. C'est compatible à la production de cellules d'un courant électrique passant de la cathode dans l'anode par le circuit externe. Si le courant est conduit dans la direction opposée en imposant un potentiel externe, alors le travail est effectué sur la cellule pour conduire l'électrolyse.

Une réaction électrochimique spontanée du (changement d'énergie libre plus moins de zéro de Gibbs) peut être employée pour produire de l' le électrique courant, en cellules électrochimiques ceci est la base de toutes les batteries et piles à combustible de combustible par exemple, oxygène gazeux (O₂) et l'hydrogène (H₂) peut être combiné dans une pile à combustible de combustible pour former l'eau et énergie, typiquement une combinaison de la chaleur et de l'énergie électrique.

Réciproquement, des réactions électrochimiques non-spontanées peuvent être conduites en avant par l'application d'un courant à la tension suffisante . L'électrolyse de l'eau dans l'oxygène et l'hydrogène gazeux est un exemple typique.

La relation entre la constante d'équilibre et l'énergie libre de Gibbs pour une cellule électrochimique est exprimée comme suit :

$\ delta G^ {o} = \ mbox {- ln K de droite} = \ mbox {- nFE} ^ {o} _ {} de cellules \,$

Réarrangement pour exprimer la relation entre le potentiel et les rendements standard de constante d'équilibre

$\ mbox {E} ^ {o} _ {cellule} = {\ mbox {} de droite \ au-dessus de \ mbox {N-F}} \ mbox {} de ln K \,$ L'équation précédente peut employer le logarithme de Briggsian de comme montré ci-dessous :

$\ mbox {E} ^ {o} _ {cellule} = {0.0592 \ mbox {} de V \ au-dessus de \ mbox {n}} \ mbox {} de notation K \,$

Dépendance d'emf de cellules sur des changements de concentration

Équation de Nernst

voient également :

l'équation de Nernst de

Le potentiel standard d'une cellule électrochimique exige des conditions standard pour tous les réactifs. Quand les concentrations en réactif diffèrent des conditions standard, le potentiel de cellules déviera du potentiel standard. Dans le allemand Walther Hermann Nernst du chimiste des années 1900 a proposé un modèle mathématique pour déterminer l'effet de la concentration en réactif sur le potentiel électrochimique de cellules.

Vers la fin du Willard Gibbs de 1800s a formulé une théorie pour prévoir si une réaction chimique est spontanée basée sur l'énergie libre

$\ delta G= \ delta G^ {o} + \ mbox {} de ln Q de droite \,$ ,

Là où :

ΔG = changement de l'énergie libre , T de Gibbs de = la température absolue , R de = constante de gaz , logarithme naturel , Q de ln = de = quotient de réaction de .

La contribution principale de Gibbs était de formaliser l'arrangement de l'effet de la concentration en réactif sur la spontanéité.

Basé sur le travail de Gibbs, Nernst a prolongé la théorie pour inclure la contribution du potentiel électrique sur des espèces chargées. Suivant les indications de la section précédente, le changement de l'énergie libre de Gibbs pour une cellule électrochimique peut être lié au potentiel de cellules. Ainsi, la théorie de Gibbs devient

$nF \ delta E = N-F \ delta E^ \ circ - \ mbox {} de ln Q de droite \,$

Là où :

n = nombre des électrons /du produit taupe , F = Faraday constant (taupe de coulombs ), et ΔE potentiel de cellules de = de .

En conclusion, Nernst s'est divisée à travers par la quantité de charge transférée pour arriver à une nouvelle équation qui porte maintenant son nom :

$\ delta E= \ delta E^ {o} - {\ mbox {} de droite \ au-dessus de \ mbox {N-F}} \ mbox {} de ln Q \,$

Des conditions standard arrogantes ( $Temperature = 25 C \,$ ) et le R = $8.3145 {J \ au-dessus de K mole}$ l'équation ci-dessus peuvent être exprimés sur le logarithme du Base-10 comme montré ci-dessous :

$\ delta E= \ delta E^ {o} - {\ mbox {0.0592} de V \ au-dessus de \ mbox {n}} \ mbox {} de notation Q \,$

Cellules de concentration

voient également :

s cellules de concentration Une cellule de concentration est une cellule électrochimique où les deux électrodes sont le même matériel, les électrolytes sur les deux half-cells impliquent les mêmes ions, mais la concentration en électrolyte diffère entre les deux half-cells.

Par exemple une cellule électrochimique, où deux électrodes de cuivre sont submergées dans la solution du du vitriol bleu de , dont les concentrations sont 0.0 M , reliée par un pont en sel. Ce type de cellule produira d'un potentiel qui peut être prévu par l'équation de Nernst. Les deux électrodes subissent la même chimie de base (bien que la réaction procède à l'envers à la cathode)

$Cu^ {2+} (aq) +2e^ {-} \ rightarrow \ mbox {Cu} (s)$

Le principe de Le Chatelier's de indique que réaction est plus favorable à réduction en tant que concentration de $Cu^ {2+} \, des ions de$ augmente. La réduction aura lieu dans le compartiment des cellules où la concentration est plus haute et l'oxydation se produira du côté plus dilué.

Le diagramme suivant de cellules décrit la cellule mentionnée ci-dessus : $Cu de |Cu^ {2+} (0.0 M)|Cu \,$ Là où demi de réactions de cellules pour l'oxydation et la réduction sont : $: Cu^ {2+} (2.0 M) \ ^ de rightarrow \ mbox {Cu} {2+} (0.05 M) \,$

Là où l'emf des cellules est calculé par l'équation de Nernst comme suit :

$E = E^ {o} - {0.0257 V \ plus de 2} ln {_ {dilué} \ au-dessus de} de _ {concentré} \,$

$E^ {} d'o \, la valeur de$ de ce genre de cellule est zéro, car les électrodes et les ions sont les mêmes dans les deux half-cells. Après remplacement des valeurs du cas mentionné, il est possible de calculer le potentiel des cellules : $E de = 0 - {0.0257 V \ plus de 2} ln {0.0474 {} V \,$

Cependant, cette valeur est seulement approximative, car le quotient de réaction est défini en termes d'activités ioniques qui peuvent être rapprochées avec les concentrations comme calculé ici.

L'équation de Nernst joue un rôle important dans des effets électriques d'arrangement dans les cellules et des organelles. De tels effets incluent les synapses de nerf de et le battement cardiaque aussi bien que le potentiel au repos d'une cellule somatique.

Batterie

voient également :

batterie de (l'électricité)

Une batterie est une cellule électrochimique (parfois plusieurs en série) utilisée pour le stockage de l'énergie chimique. Des batteries sont optimisées pour produire un courant électrique constant aussi longtemps que possible. Bien que les cellules aient discuté précédemment, y compris un pont en sel, être utile pour des buts théoriques et quelques buts de laboratoire, la grande résistance interne du pont en sel leur font des technologies inadéquates de batterie. De diverses technologies alternatives de batterie ont été commercialisées comme discuté après.

Cellule sèche

voient également :

la cellule sèche Les cellules sèches n'ont pas un électrolyte liquide du . Au lieu de cela, elles emploient une pâte moite d'électrolyte. La cellule de Leclanché de est un bon exemple de ceci, où l'anode est un récipient du zinc entouré par une couche mince du bioxyde de manganèse de et d'une pâte moite d'électrolyte du chlorure d'ammonium et du chlorure de zinc de mélangée à de l'amidon . La cathode des cellules est représentée par une barre de carbone insérée sur l'électrolyte des cellules, habituellement placé au milieu.

De réactions simplifiées par de Leclanché de demi sont montrées ci-dessous : $\ mbox {réaction globale :}\,$
de

La tension obtenue à partir de la batterie de Zinc-carbone de est environ 1.

Pile au mercure

voient également :

la pile au mercure La pile au mercure a beaucoup d'applications dans la médecine et l'électronique . La batterie se compose d'un acier - récipient fait de sous forme de cylindre agissant en tant que cathode, où une anode de amalgamée par de mercure et de zinc est entourée par un électrolyte alkalin plus fort et une pâte de l'oxyde de zinc et du Mercury de (II) oxyde .

De réactions de pile au mercure demi sont montrées ci-dessous : $(hectogramme) + HgO \ rightarrow ZnO + hectogramme (l) \,$ Il n'y a aucun changement de la composition de l'électrolyte quand la cellule fonctionne. De telles batteries de Mercurium fournissent 1.35 V du courant continu .

Batterie d'acide de plomb

voient également :

la batterie d'acide de plomb

La batterie d'acide de plomb utilisée dans des automobiles , se compose d'une série de six cellules identiques assemblées en série. Chaque cellule a une anode du fil et une cathode faites à partir du bioxyde de plomb de emballée dans une plaque en métal . La cathode et l'anode sont submergées dans une solution de l'acide sulfurique agissant en tant qu'électrolyte.

Demi de réactions de cellules de batterie d'acide de plomb sont montrées ci-dessous : $: PbO_ {2} (s) + 4H^ {+} (aq) + SO^ {2} _ {4} (aq) + 2e^ {-} \ rightarrow PbSO_ {4} (s) + 2H_ {2} O (l) \,$ $\ mbox {réaction globale :} Pb + PbO_ {2} (s) + 4H^ {+} (aq) +2SO^ {2} _ {4}) (d'aq \ rightarrow 2PbSO_ {4} (s) + 2H_ {2} O (l)$

Aux conditions standard, chaque cellule peut produire un potentiel 2 du V , par conséquent globalement la tension produite est 12 V. différant du Mercury et les batteries de Zinc-carbone, les batteries d'acide de plomb sont le rechargeable. Si une tension externe est fournie à la batterie qu'elle produira une électrolyse des produits dans la réaction globale (décharge), de ce fait récupérant les composants initiaux qui ont fait fonctionner la batterie.

Batterie au lithium à semi-conducteur

voient également :

la batterie au lithium Au lieu d'un électrolyte aqueux du ou d'une pâte moite d'électrolyte, une batterie à semi-conducteur fonctionne using un électrolyte plein. Les batteries à semi-conducteur du lithium sont un exemple de ceci ; une barre pleine de lithium agit en tant qu'anode , une barre du sulfure de lithium de ou de l'oxyde de vanadium de agit en tant que cathode , et un polymère , permettant le passage des ions et pas des électrons , sert d'électrolyte. L'avantage de ce genre de batterie est que le lithium possèdent la valeur négative la plus élevée du potentiel standard de réduction. C'est également un métal de lumière de et donc moins de masse est exigée pour produire de 1 taupe de des électrons . Les technologies de batterie d'ion de lithium sont employées couramment dans des appareils électroniques portatifs parce qu'elles ont la densité de stockage de haute énergie et sont rechargeables. Ces technologies se montrent pour de futures applications des véhicules à moteur prometteur.

Les redox de batterie d'écoulement coulent batterie

voient également :

la batterie d'écoulement de La plupart des batteries ont tous les électrolyte et électrodes dans un logement simple. Une batterie d'écoulement est peu commune parce que la majorité de l'électrolyte, y compris des espèces réactives dissoutes, est stockée dans les réservoirs séparés. Les électrolytes sont pompés par un réacteur, qui loge les électrodes, quand la batterie est chargée ou déchargée.

Ces types de batteries sont typiquement employés pour le stockage de l'énergie à grande échelle (KWH - MWh multi). Des multiples différents types qui ont été développés, certains sont d'intérêt commercial courant, y compris la batterie redox de vanadium de et la batterie de brome de zinc de .

Piles à combustible de combustible

voient également :

la pile à combustible de combustible

Les combustibles fossiles sont employés aux centrales pour assurer les besoins électriques, toutefois leur conversion en électricité est un processus inefficace. L'usine la plus efficace de courant électrique peut seulement convertir environ 40 % du de l'énergie chimique original en électricité quand brûlé par ou traité.

Pour augmenter la production électrique, les scientifiques ont développé des piles à combustible de combustible où la combustion est remplacée par des méthodes électrochimiques, semblables à une batterie mais à exiger le remplissage continu des réactifs consommés.

Le plus populaire est la pile à combustible de combustible d'oxygène-hydrogène, où deux inerte-électrodes (électrodes poreuses de de nickellent et oxyde de nickel de ) sont placées dans une solution électrolytique tel que la potasse caustique chaud, en hydrogène gazeux de compartiments (anode et cathode) et l'oxygène sont bouillonnés dans la solution.

des réactions de pile à combustible de combustible d'Oxygène-hydrogène sont montrées le beuglement : $\ mbox {réaction globale :} 2H_ {2} (G) + O_ {2} (G) \ rightarrow 2H_ {2} O (l) \,$

La réaction globale est identique à la combustion de l'hydrogène . L'oxydation et la réduction ont lieu dans l'anode et la cathode séparément. C'est semblable à l'électrode utilisée dans la cellule pour mesurer le potentiel standard de réduction qui a agir à double fonction en tant que conducteurs électriques fournissant une surface exigée à la décomposition des molécules dans les atomes avant l'électron transférant, ainsi appelés le platine , le nickel , le rhodium des électrocatalyseurs de de sont les bons électrocatalyseurs.

Corrosion

voient également :

la corrosion

La corrosion est le terme appliqué à la rouille en métal provoquée par un processus électrochimique. La plupart des personnes sont probablement au courant de la corrosion du fer , sous forme de rouille rougeâtre. D'autres exemples incluent la ternissure noire sur l'argent , et la corrosion rouge ou verte qui peut apparaître sur le cuivre et ses alliages, tels que le laiton . Le coût de remplacer des métaux perdus à la corrosion est dans les multi-milliards de dollars par an.

Corrosion de fer

Pour que la rouille de fer se produise le métal doit être en contact avec l'oxygène et l'eau , bien que les réactions chimiques pour ce processus soient relativement complexe et pas tous sont complètement compris, on le croit que les causes sont les suivantes :

de transfert de

Les électrons sont transférés à partir du fer réduisant l'oxygène dans l'atmosphère dans l'eau sur la cathode, qui est placée dans une autre région du métal. :

O_ {2} (G) + 4H^ {+} (aq) + 4e^ {-} \ rightarrow 2H_ {2} O (l) \,

de Réaction globale pour le processus :

2Fe + O_ {2} (G) + 4H^ {+}) (d'aq \ rightarrow 2Fe^ {2+} (aq) + 2H_ {2} O (l) \,

de Emf standard pour le rouillement de fer : :

E^ {o} =E^ {o} _ {cathode} - E^ {o} _ {} d'anode \,

de :

E^ {o} =1.67V \,

La corrosion de fer a lieu sur le milieu acide ; Les ions du H⁺ viennent de la réaction entre l'anhydride carbonique dans l'atmosphère et l'eau, formant l'acide carbonique . Oxydes d'ions de Fe²⁺, après cette équation :

4Fe^ {2+} (aq) de  + O_ {2} (G) + (4+2x) H_ {2} O (l) \ rightarrow 2Fe_ {2} O_ {3} .xH_ {2} O + 8H^ {+} (aq)

Fer de (III) l'oxyde hydraté par est connu comme rouille. L'eau liée à l'oxyde de fer qu'il varie, ainsi la représentation chimique est présentée comme

Fe_ {2} O_ {3} . Le circuit électrique fonctionne pendant que le passage des électrons et des ions se produit, ainsi si un électrolyte est présent qu'il facilitera l'oxydation , ceci explique pourquoi le rouillement est plus rapide sur l'eau salée .

Corrosion des métaux d'invention

Les métaux d'invention de tel que le cuivre et l'argent, peuvent également lentement corroder. À la température standard et à la pression, une patine des formes vert-bleu du carbonate d'en cuivre de sur la surface du cuivrent . Les couverts argentés du qui sont en contact avec la nourriture peuvent développer une couche de sulfure d'argent de .

Prévention de la corrosion

Les tentatives de sauver un métal de devenir anodiques sont de deux types généraux. Les régions anodiques dissolvent et détruisent l'intégrité structurale du métal. Tandis qu'il est presque impossible d'empêcher l'anode /la formation cathode , si un matériel non conducteur du couvre le métal, le contact avec l'électrolyte n'est pas possible et la corrosion ne se produira pas.

Enduit

Les métaux sont enduits par sur sa surface avec la peinture ou un autre enduit non conducteur. Ceci empêche l'électrolyte d'atteindre la surface en métal si l'enduit est complet. Les éraflures exposant le métal corroderont avec la région sous la peinture, à côté de l'éraflure, pour être le anodique. L'autre empêchement s'appelle la passivation de où un métal est enduit d'un autre métal tel qu'une boîte en fer blanc . L'étain est un métal qui corrode rapidement pour former un enduit monomoléculaire de l'oxyde qui empêche davantage de corrosion de l'étain. L'étain empêche l'électrolyte d'atteindre le métal non précieux, habituellement l'acier (fer de ). Cependant, si l'enduit de bidon est rayé le fer devient anodique et le bidon corrode rapidement.

Anodes sacrificatoires

Une méthode utilisée généralement pour protéger un métal structural est d'attacher un métal qui est plus anodique que le métal à protéger. Ceci force le métal structural pour être le cathodique, ainsi la corrosion de rechange. Ce s'appelle le " de ; sacrificial" ; parce que l'anode se dissout et doit être remplacée périodiquement. Des barres du zinc sont attachées à de divers endroits sur les coques en acier du bateau pour rendre le cathodique de coque de bateau. Les barres de zinc sont remplacées périodiquement. D'autres métaux, tels que le magnésium , fonctionneraient très bien mais le zinc est le moindre métal utile cher. Pour protéger des canalisations, enterrées ou exposées un lingot de magnésium (ou de zinc) est enterré par près de la canalisation et électriquement relié par dans la pipe au-dessus de la terre. La canalisation est forcée pour être une cathode et est protégée. L'anode de magnésium est sacrifiée. À des intervalles de nouveaux lingots sont enterrés pour remplacer ceux perdus.

Électrolyse

voient également : l'électrolyse Les réactions redox spontanées produit l'électricité, ainsi le passage des électrons par un fil dans le circuit électrique . L'électrolyse exige d'une source extérieure d'énergie électrique d'induire une réaction chimique, ce processus a lieu dans un compartiment appelé la cellule électrolytique . Les principes impliqués sur l'électrolyse sont identiques que décrits sur les cellules électrochimiques.

Électrolyse du chlorure de sodium fondu

< ! -- Image le statut inconnu de copyright étant coupé : --> Si fondu, le chlorure de sodium peut être électrolysé pour rapporter le sodium métallique et le chlore gazeux . Industriellement ce processus a lieu dans une cellule spéciale appelée la cellule du bas. La cellule est reliée à une batterie, permettant la migration des électrons de la batterie à la cellule électrolytique. Les réactions qui ont lieu à la cellule du bas sont les suivantes :

\ mbox {réaction globale : } 2Na^ {+} + 2Cl^ {-} (l) \ rightarrow 2Na (l) + Cl_ {2} (G) \,

Ce processus peut rapporter des quantités industrielles de sodium métallique et de chlore gazeux, et est employé couramment sur le dressage minéral et les industries de la métallurgie .

Emf standard pour ce processus est approximativement -4 le V indiquant un processus non-spontané. Dans l'ordre cette réaction à se produire la batterie devrait fournir au moins un potentiel de 4V. Cependant, sur l'industrie de raffinage minérale, des tensions plus élevées sont employées, en raison de la basse efficacité du processus.

Électrolyse de l'eau

voient également : Électrolyse de l'eau L'eau aux états de la température standard et de pression ne se décompose pas en hydrogène et le de l'oxygène spontanément comme énergie libre de Gibbs de pour le processus aux états standard est environ 474.4 kJ

Cependant, la verrerie de laboratoire spéciale a été conçue dans ce but le voltameter de Hofmann de . Dans elle, une paire d'électrodes inertes habituellement faites en platine agit en tant qu'anode et cathode dans le processus électrolytique. Après l'eau (si pur) a été placé dans l'appareillage , rien de se produit, par conséquent il n'y a pas assez d'ions pour laisser le passage des électrons se produire. Pour commencer l'électrolyse un électrolyte devrait être placé dedans, habituellement le chlorure de sodium ou l'acide sulfurique (la plupart de 0.

Des bulles des gaz seront vues près des deux électrodes. Demi de réactions suivantes décrivent le processus mentionné ci-dessus : $\ mbox {réaction globale : } 2H_ {2} O (l) \ rightarrow 2H_ {2} (G) + O_ {2} (G) \,$

Bien que des acides forts puissent être employés dans l'appareil, la réaction ne prendra pas au filet consomment l'acide.

Électrolyse des solutés

L'électrolyse dans un aqueux est un processus semblable comme mentionné dans l'électrolyse de l'eau. Cependant, on le considère un processus complexe parce que le contenu en solution doit être analysé dans demi de réactions , si réduit ou oxydé.

Électrolyse d'une solution du chlorure de sodium

La présence de l'eau dans une solution du chlorure de sodium doit être examinée en ce qui concerne sa réduction et oxydation dans des les deux électrodes. Habituellement, l'eau est électrolysée comme mentionné dans l'électrolyse de l'eau rapportant à l'oxygène gazeux en anode et hydrogène gazeux dans la cathode. D'une part, le chlorure de sodium dans le de l'eau dissocie dans Na⁺ et des ions de Cl^-, l'anion seront attirés à la cathode, de ce fait réduisant l'ion du sodium . Le cation sera alors attiré à l'ion de oxydation du chlorure d'anode.

Demi de réactions suivantes décrit le processus mentionné : $\ mbox {anode 4. : } 2H_ {2} O (l) \ rightarrow O_ {2} (G) + 4H^ {+} (aq) + 4e^ {-} \ _ E^ de qquad {o} =+1.23V {rouge} \,$

La réaction 1 est jetée car elle a la plupart de valeur négative du sur le potentiel standard de réduction la rendant de ce fait moins thermodynamiquement favorable dans le processus.

En comparant les potentiels de réduction dans les réactions 2 et 4, la réduction d'ion de chlorure est favorisée. Ainsi, si l'ion de Cl^- est favorisé pour la réduction , puis la réaction de l'eau est favorisé pour l'oxydation produisant l'oxygène gazeux, toutefois des expériences montrées le chlore gazeux n'est produites et pas l'oxygène.

Bien que l'analyse initiale soit correcte, il y a un autre effet qui peut se produire, connu sous le nom d'effet de surtension de . Additionnel tension est parfois exigé, au delà de tension prévu par $E^ {o} _ {} de cellules \,$ . Ceci peut être dû au cinétique plutôt que des considérations thermo-dynamiques du . En fait, il a été que l'énergie d'activation pour l'ion de chlorure est très basse, par conséquent favorable montré en termes cinétiques . En d'autres termes, bien que la tension appliquée soit thermodynamiquement suffisante pour conduire l'électrolyse, le taux est si lent que pour faire le processus procéder dans un délai de temps raisonnable, la tension de la source extérieure doive être augmentée (par conséquent, surtension).

En conclusion, la réaction 3 est favorable parce qu'elle décrit la prolifération des ions du OH^- laissant de ce fait une réduction probable d'ions du H⁺ moins de favorable une option.

La réaction globale pour le processus selon l'analyse serait la suivante : $\ mbox {réaction globale : } 2H_ {2} O + 2Cl^ {-} (aq) \ rightarrow H_ {2} (G) + Cl_ {2} (G) + 2OH^ {-}) (d'aq \,$

Pendant que la réaction globale indique, la concentration en des ions de chlorure est réduite par rapport aux ions d'OH^- (dont les augmentations de concentration). La réaction montre également la production de l'hydrogène gazeux , du chlore et de l'hydroxyde de sodium aqueux .

Électrolyse et lois de faraday quantitatives

voient également : La loi de faraday de du

l'électrolyse Des aspects quantitatifs de l'électrolyse ont été à l'origine développés par le Michael Faraday en 1834. Faraday est également crédité pour avoir inventé l'électrolyte , électrolyse de de limites, parmi beaucoup d'autres tandis qu'il étudiait l'analyse quantitative des réactions électrochimiques. Également il était un avocat de la loi de de la conservation de l'énergie .

Première loi

Faraday a conclu après plusieurs expériences sur le courant électrique dans le processus non-spontané , la masse des produits rapportés sur les électrodes était proportionnel à la valeur du courant assurée à la cellule, la durée la masse existée et et molaire courante de la substance analysée.

En d'autres termes, la quantité d'une substance déposée sur chaque électrode d'une cellule électrolytique est directement proportionnelle à la quantité de de l'électricité passée par la cellule.

Au-dessous d'une équation simplifiée de la première loi de Faraday : $m de \ = \ {1 \ plus de 96.485 \ \ mathrm {(C \ cdot mol^-1)} } \ cdot {Q M \ au-dessus de n}$ Là où, le m de est la masse de la substance produite à l'électrode (en grammes ), le Q de
est toute la charge électrique qui a traversé la solution (en coulombs , le n de
est le nombre de valence de la substance comme ion en solution (des électrons par ion), le M de
est la masse molaire de la substance (en grammes par taupe ).

Deuxième loi

voient également : plaquant le

Faraday a conçu les lois du dépot électrolytique chimique des métaux des solutions en 1857. Il a formulé la deuxième loi de l'électrolyse énonçant le " de ; les quantités de corps qui sont équivalents entre eux dans leur action chimique ordinaire ont des quantités égales de l'électricité naturellement liées à them." ; en d'autres termes, les quantités de différents éléments déposés par une quantité donnée de l'électricité sont dans le rapport de leurs poids équivalents chimique

Un aspect important de la deuxième loi de l'électrolyse est plaquant qu'ainsi que la première loi de l'électrolyse, a un nombre significatif d'applications dans l'industrie, comme une fois utilisé pour protéger les métaux pour éviter la corrosion .

Applications

Il y a de divers processus électrochimiques dans la nature et l'industrie, comme la fabrication des dispositifs avec des métaux ou des aleations couverts de dépôts minces de l'autre métal pour empêcher ces objets façonnés de avoir la corrosion, la reproduction des objets en cuivre par l'électrolyse, et la détection de la boisson alcoolisée ingérée dans les conducteurs ivres par la réaction redox.

Les impulsions nerveuses dans des neurones sont basées sur les charges électriques avec des ions de sodium et l'expulsion des ions de potassium de la cellule ; aussi, le corps d'une anguille électrique a les cellules qui, individuellement, commanditent de petits frais électriques, mais produisent ensemble un potentiel de 700 volts, assez de tuer un humain ou un cheval.

Voir également

Série d'activité de de métaux
Bioelectricity
Tension - un précurseur historique de contact de à la théorie d'électrochimie.
Potentiel électrochimique
Diagramme de gel de
Publications importantes de en électrochimie
Diagramme de Pourbaix de
Titration redox
Tableau de des tensions de l'électrode standard
plaquant

Random links: