Recopilación de puntos de conocimiento de química para estudiantes de secundaria publicada por People's Education Press.
Tichy
Conversión de energía química en energía eléctrica - 1 El principio de funcionamiento de las baterías y baterías primarias
(1) El concepto de baterías primarias:
El dispositivo que convierte la energía química en energía eléctrica se llama batería primaria.
(2) Principio de funcionamiento de la batería primaria de cobre-zinc:
La imagen muestra una batería primaria de cobre-zinc, en la que el zinc es el electrodo negativo y el cobre es el electrodo positivo. Después de formar un circuito cerrado, el fenómeno es que el chip de Zn se disuelve gradualmente, se generan burbujas en el chip de Cu y el puntero del galvanómetro se desvía. El principio de reacción de la batería primaria es: Zn pierde electrones, la reacción negativa es: Zn→Zn2 ++ 2e-; Cu gana electrones, la reacción positiva es: 2H++2e-→H2. El movimiento direccional de los electrones crea una corriente eléctrica. La reacción total es: Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.
(3) Energía eléctrica de la batería primaria
Si se utilizan dos metales como electrodos, el metal activo es el electrodo negativo y el metal inactivo es el electrodo positivo si es un metal y; Como electrodos se utilizan un no metal, el metal es el polo negativo y el no metal es el polo positivo.
2. Fuente de energía química
(1) Batería seca de zinc-manganeso
Reacción negativa: Zn→Zn2++ 2e-; p>Reacción positiva: 2 NH4 ++ 2e-→2 NH3+H2;
(2) Batería de plomo-ácido
Reacción negativa: Pb+SO42-PbSO4+2e-
Reacción positiva: PBO 2+4h+SO42-+2e-pbso4+2h2o.
La reacción total durante la descarga: Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.
La reacción total durante la carga: 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.
(3) Pila de combustible de hidrógeno-oxígeno
Reacción negativa: 2H2+4OH-→4H2O+4e-
Reacción positiva: O2+2H2O+4e- → 4OH-
Reacción total de la batería: 2H2+O2=2H2O.
3. Corrosión y protección del metal
(1) Corrosión del metal
El proceso en el que la superficie del metal reacciona químicamente con las sustancias circundantes o se destruye por acción electroquímica. llamada corrosión del metal.
(2) Principios electroquímicos de la corrosión de metales.
El arrabio contiene carbono, que puede formar una batería galvánica cuando se expone a la lluvia. El hierro es el electrodo negativo y la reacción del electrodo es: Fe→Fe2++2e-. El oxígeno disuelto en la película de agua disminuye y la reacción del ánodo es O2+2H2O+4e-→4OH-. Esto es "corrosión por absorción de oxígeno". La reacción total es 2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2, y el Fe(OH)2 se oxida inmediatamente: 4fe (OH)2+2H2O+O2 = 4fe. Si la reacción anódica de la película de agua es: 2H++2e-→H2 ↑ en un ambiente de alta acidez, esta corrosión se denomina "corrosión por desprendimiento de hidrógeno".
(3) Protección del metal
Si el metal se encuentra en un ambiente seco, o la superficie del metal está recubierta con pintura, cerámica, asfalto, plástico y galvanizada con una capa protectora de metal con Fuerte resistencia a la corrosión, se producirán daños. Comprenda las condiciones de formación de la batería primaria. De este modo se protege el metal; también se puede utilizar el principio de batería primaria y utilizar protección de ánodo de sacrificio*. El principio de electrólisis también se puede utilizar para adoptar protección catódica de corriente impresa*.
Artículo 21, Juicio Conceptual:
1. La esencia de la reacción redox: la transferencia (ganancia y pérdida) de electrones
2. la reacción redox Características: Hay un aumento o disminución de la valencia (para determinar si es una reacción de oxidación-reducción).
3. El agente oxidante tiene propiedades oxidantes (la capacidad de obtener electrones). Obtiene electrones durante la reacción de oxidación-reducción, lo que lleva a una reacción de reducción, y se reduce para producir un producto de reducción.
4. Los agentes reductores tienen propiedades reductoras (capacidad de perder electrones) y pierden electrones en reacciones redox, dando como resultado reacciones de oxidación, oxidación y generación de productos de oxidación.
5. La capacidad oxidante del oxidante está relacionada con la dificultad de obtener electrones, pero no tiene nada que ver con el número de electrones.
6. La reducibilidad del agente reductor está relacionada con la facilidad de perder electrones, pero no tiene nada que ver con el número de electrones perdidos.
7. El elemento cambia de un estado combinado a un estado libre, y el estado libre puede oxidarse (de un catión a una sustancia elemental).
También puede reducirse (de anión a sustancia elemental).
8. El estado de valencia de un elemento es oxidante, pero no necesariamente fuertemente oxidante; el estado elemental es reducible, pero no necesariamente fuertemente reducible; los cationes no necesariamente sólo se oxidan (no necesariamente una valencia determinada, tal); como Fe2+), el anión no puede reducirse (no necesariamente una determinada valencia, como SO32-).
9. Oxidantes y agentes reductores comunes:
10. La relación entre las reacciones redox y los cuatro tipos de reacciones:
Las reacciones de desplazamiento deben ser reacciones redox; las reacciones no deben ser reacciones redox; algunas reacciones de combinación y reacciones de descomposición son reacciones redox.
2. Representación de la reacción redox: (use doble puente y puente simple para representar la transferencia de electrones de la reacción redox)
1. Doble puente: "quién" se convierte en "quién" ". (El agente reductor se convierte en un producto de oxidación y el agente oxidante se convierte en un producto de reducción)
2. Puente de una sola línea: "quién" a "quién" (el agente reductor transfiere electrones al agente oxidante)
Tres, Análisis de reacciones redox
1. Tipos de reacciones redox:
(1) Reacción de desplazamiento (debe ser una reacción redox)
2CuO+C =2Cu+CO2SiO2+2C=Si+2CO
2mg+CO2 = 2 MgO+C2Al+fe2o 3 = 2Fe+al2o 3
2Na+2H2O = 2 NaOH+H2 ↑2Al +6H+= 2Al 3 ++ 3 H2 ↑
2Br-+Cl2 = Br2+2Cl–Fe+Cu2+= Fe2 ++ Cu
(2) Reacción de combinación (parcialmente reacción de oxidación-reducción)
2CO+O2=2CO23Mg+N2=Mg3N2
2SO2+O2=2SO32FeCl2+Cl2=2FeCl3
(3) Reacción de descomposición (parcialmente reacción Redox)
4HNO3 (concentrado) = 4no2+O2+2h2o2hclo = 2hcl+O2 =
2KClO3=2KCl+3O2 ↑
Parte 4 Reacción redox:
MnO2+4HCl (concentrado)= mncl2+Cl2 =+2h2o
Cu+4HNO3 (concentrado)=Cu(NO3)2+2NO2 ↑+2H2O p>
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO ↑+4H2O
Cu+2H2SO4 (concentrado) = CuSO4+SO2 =+2H2O