Baterie de concentrare

Diagrama de funcționare a unei celule de concentrație

O concentrație în stivă este o stivă primară (adică nereîncărcabilă) capabilă să genereze curent electric folosind două semicelule galvanice care conțin aceeași specie chimică, dar prezente în concentrații diferite.

De exemplu, o astfel de stivă poate fi formată din doi electrozi de cupru cufundați în două soluții care conțin sulfat de cupru (CuSO ₄₎ la concentrații diferite și separate printr-un sept poros sau printr-o punte sărată . ^[1] Compartimentul catodic constă din semi-elementul format din metalul scufundat în soluția mai concentrată, în timp ce compartimentul anodic este format din metalul scufundat în soluția mai diluată.

Bateria se va descărca atunci când concentrația electrolitului în cele două jumătăți de celule devine aceeași.

Explicație teoretică

În general, pentru a determina potențialul de celulă al unei baterii folosim ecuația Nernst : ^[2] ^[3] ^[4]

E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln \left[{\frac {\Pi \left(a_{\mbox{i,ox}}^{\nu _{ox}}\right)}{\Pi \left(a_{\mbox{i,red}}^{\nu _{red}}\right)}}\right]

{\ displaystyle E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, ox}} ^ {\ nu _ {ox}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, red}} ^ {\ nu _ {red}} \ right)}} \ right]}

E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {{\ mbox {i, ox}}}} ^ {{ \ nu _ {{ox}}}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {{{mbox {i, red}}}} ^ {{\ nu _ {{red}}}} \ right )}} \ dreapta]

unde este:

E este potențialul de reducere
Și ⁰ este potențialul standard de reducere
R este constanta gazului universal , egală cu 8,314472 JK ⁻¹ mol ⁻¹ sau 0,082057 L atm mol ⁻¹ K ⁻¹
T este temperatura absolută în K.
o _{i, roșul} este activitatea chimică a speciei th în formă redusă I-, adică la dreapta săgeții în jumătate de reducere - reacție
un _{i, bou} este activitatea chimică a speciei în formă th I- oxidată, adică la stânga săgeții în reducerea jumătate de reacția
ν _roșu și ν _bou sunt coeficienții lor stoichiometrici
n este numărul de electroni transferați în jumătatea reacției
F este constanta lui Faraday , egală cu 96485,309 C mol ⁻¹ .

Potențialul celulei, care poate fi aproximat, la diferența potențialelor de reducere a celor două jumătăți de celule, poate fi, prin urmare, văzut ca suma a două contribuții: o contribuție relativă la potențialele standard de reducere E ⁰ și o contribuție relativă la temperatură și concentrațiile speciilor electroactive.

În cazul specific al celulelor de concentrație, semicelulele au aceeași valoare a potențialului standard de reducere E ⁰ (fiind alcătuit din aceeași specie chimică), deci potențialul celular depinde doar de a doua contribuție, relativ la concentrația de specia electroactivă din cele două jumătăți de celule. ^[5]

Potențialul celular ( E ) este, de asemenea, legat de diferența de energie liberă Gibbs ( ΔG ) prin următoarea relație:

E=-{\frac {\Delta G}{nF}}

{\ displaystyle E = - {\ frac {\ Delta G} {nF}}}

{\ displaystyle E = - {\ frac {\ Delta G} {nF}}}

Energia Gibbs poate fi exprimată și ca diferența dintre o contribuție entalpică ( ΔH ) și o contribuție entropică ( ΔS ):

\Delta G=\Delta H-T\Delta S\;

{\ displaystyle \ Delta G = \ Delta HT \ Delta S \;}

{\ displaystyle \ Delta G = \ Delta H-T \ Delta S \;}

T fiind temperatura absolută .

În cazul celulelor de concentrație, principalul factor care determină potențialul celular este variația entropiei ΔS , pentru care putem scrie:

\operatorname {\Delta } G=-T\Delta S=-nFE

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G = -T \ Delta S = -nFE}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G = -T \ Delta S = -nFE}

Baterii de concentrare în chimia electroanalitică

O celulă de concentrație poate fi utilizată în chimia electroanalitică pentru a determina concentrația unei specii necunoscute: se utilizează un semi-element galvanic care conține o cantitate cunoscută de substanță de analizat și este cuplat la un semi-element format dintr-un electrod adecvat imersat în obiectul soluției analizei, măsurând diferența de potențial și urmărind concentrația necunoscută prin ecuația Nernst . PH-metrul , de exemplu, este un instrument care exploatează acest principiu.

Coroziunea datorată diferențelor de concentrație

Dacă un material metalic este pus în contact cu soluții cu concentrații diferite, fenomenul care apare în interiorul grămezilor de concentrație poate fi declanșat, dând naștere fenomenelor de coroziune . ^[6] ^[7]

Aceste fenomene de coroziune sunt, prin urmare, legate de efectul de contact al suprafețelor metalice cu soluții de concentrații diferite (de exemplu, umiditate salmatică în zonele marine ) sau de fenomenul de aerare diferențială , datorită efectului oxigenului prezent în diferite concentrații în contact cu metalul zone (de exemplu, o piesă metalică este în contact direct cu aerul în timp ce alta este îngropată sau scufundată în apă ).

Notă

^ Experimente de electrochimie , pe funsci.com . Adus la 1 octombrie 2011 (arhivat din original la 20 octombrie 2010) .
^ Ullmann's , cap. 2 .
^ Originea potențialelor electrodului
^ Unii autori sunt folosiți pentru a indica cu E ⁰ potențialul de oxidare standard (mai degrabă decât cel de reducere), motiv pentru care este de asemenea posibil să găsim ecuația Nernst sub forma: $E=E^{0}-{\frac {RT}{nF}}\ln \left[{\frac {\Pi \left(a_{\mbox{i,ox}}^{\nu _{ox}}\right)}{\Pi \left(a_{\mbox{i,red}}^{\nu _{red}}\right)}}\right]$ ${\ displaystyle E = E ^ {0} - {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, ox}} ^ {\ nu _ {ox}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, red}} ^ {\ nu _ {red}} \ right)}} \ right]}$ $E = E ^ {0} - {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {{\ mbox {i, ox}}}} ^ {{ \ nu _ {{ox}}}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {{{mbox {i, red}}}} ^ {{\ nu _ {{red}}}} \ right )}} \ dreapta]$
^ Electrochimie. Arhivării 11 februarie 2012 la Internet Archive .
^ Concentration Cell Corrosion , la corrosion.ksc.nasa.gov . Adus la 1 octombrie 2011 (arhivat din original la 18 februarie 2013) .
^ Corrosion Type Concentration Cell Corrosion Arhivat 3 septembrie 2011 la Internet Archive .

Bibliografie

(EN) Hartmut Wendt, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, "Electrochemistry", ediția a VII-a, Wiley-VCH, 2004, DOI : 10.1002 / 14356007.a09_183 .

Elemente conexe

Pila (electrotehnică)

linkuri externe

(EN) Celule de concentrare și absurdități ale științei moderne , ale elkadot.com. Adus la 1 octombrie 2011 (arhivat din original la 9 martie 2012) .

Portalul de electrochimie

Portal electrotehnic

[1] Experimente de electrochimie , pe funsci.com . Adus la 1 octombrie 2011 (arhivat din original la 20 octombrie 2010) .

[Ull2-2] Ullmann's , cap. 2 .

[3] Originea potențialelor electrodului

[4] Unii autori sunt folosiți pentru a indica cu E ⁰ potențialul de oxidare standard (mai degrabă decât cel de reducere), motiv pentru care este de asemenea posibil să găsim ecuația Nernst sub forma: $E=E^{0}-{\frac {RT}{nF}}\ln \left[{\frac {\Pi \left(a_{\mbox{i,ox}}^{\nu _{ox}}\right)}{\Pi \left(a_{\mbox{i,red}}^{\nu _{red}}\right)}}\right]$ ${\ displaystyle E = E ^ {0} - {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, ox}} ^ {\ nu _ {ox}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {\ mbox {i, red}} ^ {\ nu _ {red}} \ right)}} \ right]}$ $E = E ^ {0} - {\ frac {RT} {nF}} \ ln \ left [{\ frac {\ Pi \ left (a _ {{\ mbox {i, ox}}}} ^ {{ \ nu _ {{ox}}}} \ right)} {\ Pi \ left (a _ {{{mbox {i, red}}}} ^ {{\ nu _ {{red}}}} \ right )}} \ dreapta]$

[5] Electrochimie. Arhivării 11 februarie 2012 la Internet Archive .

[6] Concentration Cell Corrosion , la corrosion.ksc.nasa.gov . Adus la 1 octombrie 2011 (arhivat din original la 18 februarie 2013) .

[7] Corrosion Type Concentration Cell Corrosion Arhivat 3 septembrie 2011 la Internet Archive .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]