Студент бакалавриата
  1. Общая химия  1.1. Введение в Химию  1.2. Структура атома  1.2.1. Субатомные частицы  1.2.2. Атомная модель  1.2.3. Квантовые числа  1.2.4. Электронная конфигурация  1.2.5. Периодические тенденции  1.2.6. Изотопы и их применения  1.3. Химическая связь  1.3.1. Ионная связь  1.3.2. Ковалентные связи  1.3.3. Металлическая связь  1.3.4. Гибридизация  1.3.5. Молекулярная геометрия и теория ВЕСЗР  1.3.6. Полярность связи и дипольный момент  1.4. Стехиометрия  1.4.1. Понятие моль  1.4.2. Эмпирическая и молекулярная формула  1.4.3. Ограничивающий реагент и избыток реагента  1.4.4. Процентный выход и чистота  1.4.5. Расчет разведения  1.5. Состояния вещества  1.5.1. Газовые законы  1.5.2. Материя и межмолекулярные силы  1.5.3. Твёрдые тела и кристаллические структуры  1.5.4. Диаграмма фаз  1.5.5. Плазма и сверхкритическая жидкость  1.6. Химические реакции  1.6.1. Типы химических реакций  1.6.2. Балансировка химических уравнений  1.6.3. Термохимические реакции  1.6.4. Энергетические профили реакций  1.7. Растворы и смеси  1.7.1. Единицы измерения концентрации  1.7.2. Свойства синдрома  1.7.3. Растворимость и правила растворимости  1.7.4. Закон Генри и Закон Рауля  1.7.5. Partition coefficient  1.8. Химическое равновесие  1.8.1. Закон действия масс  1.8.2. Принцип Ле Шателье  1.8.3. Реакционный коэффициент  1.8.4. Чтобы воспользоваться этим онлайн-калькулятором для расчета константы равновесия, введите константу равновесия (Eq.) и нажмите кнопку расчета. Вот как можно объяснить расчет константы равновесия с заданными входными значениями -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Кислотно-щелочной баланс  1.9. Кислоты и основания  1.9.1. Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса  1.9.2. pH и pOH  1.9.3. Титрование кислоты и основания  1.9.4. Буферный раствор  1.9.5. Кислотно-основной индикатор  1.9.6. Полипротные кислоты и основания  1.10. Электрохимия  1.10.1. Окислительно-восстановительные реакции  1.10.2. Гальванические и Электролитические Элементы  1.10.3. Уравнение Нернста  1.10.4. Электролиз  1.10.5. Законы электролиза Фарадея  1.11. Термодинамика  1.11.1. Законы термодинамики  1.11.2. Enthalpy, entropy and Gibbs free energy  1.11.3. Спонтанность реакций  1.11.4. Термодинамические циклы (закон Гесса, цикл Карно)  1.12. Кинетика  1.12.1. Закон скорости и порядок реакции  1.12.2. Энергия активации и катализаторы  1.12.3. Collision theory  1.12.4. Механизм реакции  1.12.5. Теория переходного состояния
  2. Органическая химия  2.1. Структура и взаимосвязь  2.1.1. Гибридизация в углеродных соединениях  2.1.2. Резонанс и ароматизация  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Индуктивные и мезомерные эффекты  2.2. Углеводороды  2.2.1. Углеводороды  2.2.2. Алкены  2.2.3. Алкины  2.2.4. Ароматические соединения  2.2.5. Циклоалканы и Конформация  2.3. Функциональная группа  2.3.1. Алкоголи и фенолы  2.3.2. Эфиры и эпоксиды  2.3.3. Альдегиды и кетоны  2.3.4. Карбоновые кислоты и их производные  2.3.5. Aмин  2.3.6. Сложные эфиры и амиды  2.3.7. Тиолы и сульфиды  2.4. Стереохимия  2.4.1. Изомерия в стереохимии  2.4.2. Хиральность и оптическая активность  2.4.3. Структурный анализ  2.4.4. Диастереомеры и энантиомеры  2.5.1. Реакции замещения  2.5.2. Реакции элиминирования  2.5.3. Реакции присоединения  2.5.4. Радикальные реакции  2.5.5. Реакции перегруппировки  2.5.6. Перицветные реакции  2.6. Спектроскопия и структурный анализ  2.6.1. Инфракрасная спектроскопия  2.6.2. Ядерный магнитный резонанс  2.6.3. Масс-спектрометрия  2.6.4. УФ-видимая спектроскопия  2.6.5. Рентгеновская кристаллография  2.7. Химия полимеров  2.7.1. Полимеры добавления и конденсации  2.7.2. Механизм полимеризации  2.7.3. Биоразлагаемый полимер  2.7.4. Проводящие и умные полимеры
  3. Неорганическая химия  3.1. Координационная химия  3.1.1. Лиганды и координационные соединения  3.1.2. Теория кристаллического поля  3.1.3. Теория молекулярных орбиталей в координационных соединениях  3.1.4. Искажение Яна–Тейлора  3.2. Main Group Chemistry  3.2.1. Щелочные и щелочноземельные металлы  3.2.2. Галогены и благородные газы  3.2.3. Переходные металлы и их комплексы  3.2.4. Лантаниды и актиниды  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Кристаллические решетки и элементарные ячейки  3.3.2. Дефекты в твердых телах  3.3.3. Электрические и магнитные свойства  3.3.4. Сверхпроводимость  3.4. Биоорганическая химия  3.4.1. Ионы металлов в биологии  3.4.2. Энзиматические реакции с металлами  3.4.3. Отравление металлами и детоксикация  3.4.4. Металлопротеины и Металлоэнзимы
  4. Физическая химия  4.1. Квантовая химия  4.1.1. Дуализм волны и частицы  4.1.2. Уравнение Шрёдингера  4.1.3. Квантовые числа и орбитали  4.1.4. Атомная и молекулярная спектроскопия  4.2. Statistical mechanics  4.2.1. Распределение Максвелла-Больцмана  4.2.2. Функции разложения  4.2.3. Статистика Бозе–Эйнштейна и Ферми–Дирака  4.3. Химическая термодинамика  4.3.1. Энергия Гиббса  4.3.2. Фазовый переход  4.3.3. Термодинамическая эффективность  4.4. Поверхностная химия  4.4.1. Абсорбция и катализ  4.4.2. Коллоиды и эмульсии
  5. Аналитическая химия  5.1. Classical methods  5.1.1. Гравиметрический анализ  5.1.2. титриметр  5.2. Инструментальные методы  5.2.1. Хроматография  5.2.2. Спектроскопия  5.2.3. Электроанализаторные методы  5.2.4. Рентгеновская дифракция
  6. Промышленная химия  6.1. Нефтехимия  6.2. Принципы химической инженерии  6.3. Зеленая химия  6.4. Фармацевтика и синтез лекарств
  7. Биохимия  7.1. Углеводы  7.2. Белки и ферменты  7.3. Липиды и мембраны  7.4. Нуклеиновые кислоты  7.5. Метаболизм и биоэнергетика  7.6. Кинетика и механизм ферментов

Студент бакалавриата → Общая химия ↓


Электрохимия


Электрохимия — это раздел химии, изучающий взаимосвязь между электричеством и химическими реакциями. Она включает процессы, в которых химическая энергия преобразуется в электрическую и наоборот. Эта область является основополагающей для многих приложений, включая батареи, гальваностегию и электролиз.

Основные понятия

Чтобы понять электрохимию, нам нужно определить некоторые основные понятия:

  • Окисление: Это процесс, в котором химический вид теряет электроны. Обычно с ним связано увеличение степени окисления.
  • Восстановление: Это процесс, в котором химический вид приобретает электроны, обычно с понижением степени окисления.
  • Редокс-реакция: Сокращенный вариант реакции восстановления-окисления, где оба процесса происходят одновременно.
  • Окислитель: Вещество, которое принимает электроны и восстанавливается в химической реакции.
  • Восстановитель: Вещество, которое теряет электроны в химической реакции и окисляется.

Электрохимические ячейки

Электрохимическая ячейка — это система, использующая химические реакции для генерации электрической энергии или использующая электрическую энергию для проведения химических реакций. Существует два типа электрохимических ячеек:

  1. Гальванические (или вольтовые) ячейки
  2. Электролитическая ячейка

Гальванические ячейки

Гальванические ячейки получают энергию от самопроизвольных редокс-реакций, происходящих в ячейке. Вот пример настройки гальванической ячейки:

Цинковый анод Медный катод Цинк Медь соляной мост

Например, в цинко-медной гальванической ячейке цинк теряет электроны на аноде:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Электроны проходят через внешнюю цепь к медному катоду, где они участвуют в реакции с ионами меди в растворе:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

По мере продолжения этих реакций электроны текут через цепь, обеспечивая электрическую энергию. Соляной мост поддерживает электрическую нейтральность, позволяя обмен ионами.

Электролитическая ячейка

В отличие от гальванической ячейки, электролитическая ячейка требует внешнего источника энергии для приведения в действие химических реакций. Эти ячейки используются для индуцирования неспонтанных реакций. Типичное применение электролитической ячейки — это электролиз воды.

Отрицательный электрод Положительный электрод H₂ O₂

Во время электролиза воды прикладывается внешнее напряжение, и вода разлагается на водород и кислород:

2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

Реакции, происходящие на электродах, следующие:

  • Катод: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
  • Анод: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

Применение электрохимии

Понимание электрохимии важно для многих практических приложений, включая:

  • Батареи: Электрохимические ячейки, используемые для хранения электричества. Различные типы батарей имеют различные химические комбинации, такие как свинцово-кислотные, литий-ионные и никель-кадмиевые.
  • Предотвращение коррозии: Металлы могут подвергаться коррозии, находясь в определённых условиях. Электрохимические методы могут предотвратить или замедлить этот процесс, например, в оцинковке, когда наносится защитный слой цинка.
  • Гальваностегия: На поверхность подложки наносится тонкий слой металла. Это обычно используется для декоративных целей, защиты от коррозии или улучшения электрической проводимости.

Уравнение Нернста

Уравнение Нернста описывает, как концентрация ионов влияет на потенциал электрохимической ячейки. Оно выражается так:

E = E⁰ - (RT/nF) * ln(Q)

Где:

  • E — это потенциал ячейки.
  • E⁰ — это стандартный потенциал ячейки.
  • R — универсальная газовая постоянная.
  • T — температура в Кельвинах.
  • n — количество моль электронов.
  • F — постоянная Фарадея.
  • Q — реакционная способность.

Уравнение Нернста позволяет химикам рассчитывать потенциалы ячейки в нестандартных условиях, учитывая различные концентрации и давления, участвующие в электрохимических реакциях.

Заключение

Электрохимия — это важная область химии, которая имеет широкое применение в современном мире. От батарей, которые питают наши электронные устройства, до промышленных процессов, которые производят металлы, которые мы используем каждый день, электрохимия играет важную роль. Понимание основных принципов редокс-реакций и работы электрохимических ячеек помогает нам использовать силу химических реакций для эффективного генерирования и использования электрической энергии.


Студент бакалавриата → 1.10


U
username
0%
завершено в Студент бакалавриата

← Предыдущий (1)
Общая химия
Следующий (1.2) →
Структура атома

Комментарии 



Электрохимия

https://www.chemistryelite.com/ug/1.10?ceal=ru