几个电化学的名词解释,原电池、电解池、电池电动势、电极电位、标准电位、条件电位、平衡电位、超电位、浓差电位、电化学极化.

几个电化学的名词解释,原电池、电解池、电池电动势、电极电位、标准电位、条件电位、平衡电位、超电位、浓差电位、电化学极化.
几个电化学的名词解释,原电池、电解池、电池电动势、电极电位、标准电位、条件电位、平衡电位、超电位、浓差电位、电化学极化.

几个电化学的名词解释,原电池、电解池、电池电动势、电极电位、标准电位、条件电位、平衡电位、超电位、浓差电位、电化学极化.
原电池:是利用两个电极之间金属性的不同,产生电势差,从而使电子的流动,产生电流.又称非蓄电池,是电化电池的一种,其电化反应不能逆转,即是只能将化学能转换为电能.
电解池：借助于电流引起氧化还原反应的装置,也就是把电能转变为化学能的装置.
电池电动势:单位正电荷从电池的负极到正极由非静电力所作的功.
电极电位:金属浸于电解质溶液中,显示出电的效应,即金属的表面与溶液间产生电位差,这种电位差称为金属在此溶液中的电位或电极电位.

原电池，是利用两个电极之间金属性的不同,产生电势差,从而使电子的流动,产生电流.又称非蓄电池，是电化电池的一种，其电化反应不能逆转，即是只能将化学能转换为电能，简单说就即是不能重新储存电力，与蓄电池相对。
原电池primary battery 一种将活性物质中化学能通过氧化还原反应直接转换成电能输出的装置。又称化学电池。由于各种型号的原电池氧化还原反应的可逆性很差，放完电后，不能重复使用...

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原电池，是利用两个电极之间金属性的不同,产生电势差,从而使电子的流动,产生电流.又称非蓄电池，是电化电池的一种，其电化反应不能逆转，即是只能将化学能转换为电能，简单说就即是不能重新储存电力，与蓄电池相对。
原电池primary battery 一种将活性物质中化学能通过氧化还原反应直接转换成电能输出的装置。又称化学电池。由于各种型号的原电池氧化还原反应的可逆性很差，放完电后，不能重复使用，故又称一次电池。它通常由正电极、负电极、电解质、隔离物和壳体构成，可制成各种形状和不同尺寸，使用方便。广泛用于工农业、国防工业和通信、照明、医疗等部门，并成为日常生活中收音机、录音机、照相机、计算器、电子表、玩具、助听器等常用电器的电源。原电池一般按负极活性物质（如锌、镉、镁、锂等）和正极活性物质（如锰、汞、二氧化硫、氟化碳等）分为锌锰电池、锌空气电池、锌银电池、锌汞电池、镁锰电池、锂氟化碳电池、锂二氧化硫电池等。锌锰电池产量最大，常按电解质分为氯化铵型和氯化锌型，并按其隔离层分为糊式电池和低极电池。以氢氧化钾为电解质的锌锰电池，由于其负极(锌)的构造与其他锌锰电池不同而习惯上另作一类，称为碱性锌锰电池，简称碱锰电池[1]，俗称碱性电池。
电解池是电解原理
电解是使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）
而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解池电极反应方程式的书写
阳极：活泼金属—电极失电子（Au,Pt 除外）；惰性电极—溶液中阴离子失电子
失电子能力：活泼金属（Mg～Ag）>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-
阴极：溶液中阳离子得电子
得电子能力：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）>Pb+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+（水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（即活泼型金属顺序表的逆向）
规律：铝前（含铝）离子不放电，氢（酸）后离子先放电，氢（酸）前铝后的离子看条件
电池电动势
单位正电荷从电池的负极到正极由非静电力所作的功。在等温等压可逆的条件下，在电池中进行电极化学反应： aA+bBcC+dD
且该反应只作电功，则化学反应的吉布斯函数变化值ΔG等于电池所作的功，即-ΔG＝nFE或式中E为可逆电池的电动势；F为法拉第常数；n为反应中电子转移数。
可逆电池的电动势和参加可逆反应的各物质的活度之间的关系由能斯脱公式[1]表示：
式中E°为参加反应的各物质的活度均为1时的电动势,称可逆电池的标准电动势；R为气体常数；T为热力学温度；aA、aB、aC、aD 为参加可逆反应各物质A、B、C、D的活度。
电池电动势的测量 补偿法测量电动势的线路如图所示。电池电动势就是电池中电流为零时的两极电位。先将双刀双掷开关置于标准电池一方，调节滑线电阻到相当于标准电池电位 (1.01864伏)的位置，再调节工作电池回路中的可变电阻,使按钮K按下时检流计 G指针在零的位置。将双刀双掷开关置于待测电池一方,调节滑线电阻使K按下时检流计指针在零的位置，此时滑线电阻所对应的电位就是待测电池的电动势。
应用 ①计算平衡常数；化学反应处于平衡态时，ΔG＝0,即E＝0。由能斯脱公式可得。令，K就是平衡常数，因此，一个化学反应如果能够安排成可逆电池，则它的平衡常数和ΔG°可通过测量电动势来计算。②计算焓变和熵变；将吉布斯－亥姆霍兹公式代入公式E＝可得。式中ΔH、ΔS分别为化学反应的焓变、熵变；为一定压力下电池电动势的温度系数。因此通过测量不同温度下的电动势可计算可逆电池中化学反应的 ΔH、ΔS等。该法是求热力学性质的精度最高的方法。③电动势与化学分析；E°已知时，通过测量电池电动势 E可求出参与反应物质的活度, 这是电化学分析法中电位法和电位滴定的基础。如参与反应的物质的浓度已知，则可求出活度系数，电池电动势法是测电解质平均活度系数的重要方法。
电极电位
金属浸于电解质溶液中，显示出电的效应，即金属的表面与溶液间产生电位差，这种电位差称为金属在此溶液中的电位或电极电位。
文献资料 - 医学书籍 - 医用化学
第三节 电极电位的应用
一、判断氧化还原反应自发进行的方向
电池反应都是自发进行的氧化还原反应。因此电池反应的方向即氧化还原反应自发进行的方向。判断氧化还原反应进行的方向时，可将反应拆为两个半反应，求出电极电位。然后根据电位高的为正极起还原反应，电位低的为负极起氧化反应的原则，就可以确定反应自发进行的方向。如果两个电对的值相差较大（即Eφ），浓度的变化对电位的影响不大，不致于使反应改变方向。因此，当Eφ>0.2V 时，即使不处于标准状态，也可直接用 值的大小确定反应方向。否则，必须考虑浓度和酸度的影响，用能斯特方程式计算出电对的值，用E＞0作为判断确定反应进行的方向，若E＞0，正向反应能自发进行；E＜0，正向反应不能自发进行，其逆向反应能自发进行。
例9 判断298K时下列反应进行的方向：
将上述反应写成两个半反应，并查出它们的标准电极是位：
标准电动势为：Eφ＝2－1＝0.4402-(-0.4402)
=0.7804(V)。
因为Eφ>0.2V，可直接用值判断反应进行的方向。2>1，表明Cu2+是比Fe2+更强的氧化剂，Fe是比Cu更强的还原剂所以上述反应可自发地向右进行。
为了证明这个结论的正确性，我们可以按非标准态的电池反应计算电动势。
电池电动势为：E=2－1＝0.1923-(-0.4402)
=0.6325(V)
因为E>0，上述反应可自发地向右进行。
例10 判断298K时反应
当[HAsO2]=[H3AsO4]=1mol.L-1,[I-]=1mol.L-1,在中性和酸性（[H+]=1mol.L-1）溶液中反应进行的方向。
将上述反应写成两个半反应，并查出它们的标准电极电位：
在中性溶液中，[H+]=1.0*10-71mol.L-1。
1＝1＝＋0.535V
=0.559+0.059161g[H+]
=0.559+0.059161g10-7
=0.559+0.414
=0.145(V)
因为 12,所以I2是比H3AsO4更强的氧化剂，而HAsO2是比I-更强的还原
剂。因而上述反应能自发地向右进行。即
HAsO2＋I2＋2H2O→H3AsO4＋2I-＋2H+
当溶液中氢离子浓度为1mol.L-1时，
1＝1=＋0.535V
2＝2=＋0.559V
因为1< 2,所以H3AsO4是比I2更强的氧化剂，而I-更强的还原剂。因而上
述反应能自发地向右进行。即
H3AsO4＋2I-＋2H+→HAsO2＋I2＋2H2O
二、判断氧化还原反应进行的程度
氧化还原反应属可逆反应，同其他可逆反应一样，在一定条件下也能达到平衡。随着反应不断进行，参与反应的各物质浓度不断改变，其相应的电极电位也在不断变化。电极电位高的电对的电极电位逐渐降低，电极电位低的电对的电极电位逐渐升高。最后必定达到两电极电位相等，则原电池的电动势为零，此时反应达到了平衡，即达到了反应进行的限度。利用能斯特方程式和标准电极电位表可以算出平衡常数，判断氧化还原反应进行的程度。若平衡常数值很小，表示正向反应趋势很小，正向反应进行得不完全；若平衡常数值很大，表示正向反应可以充分地进行，甚至可以进行到接近完全。因此平衡常数是判断反应进行 程度的标志。
氧化还原K与反应中两个电对的标准电极电位的关系为：
（6-4)
式中，n—反应中得失电子数；
1—正反应中作为氧化剂的电对的标准电极电位；
2—正反应中作为还原剂的电对的标准电极电位。
由式（6-4)可见，1与2之差值愈大，K值也愈大，反应进行得也愈完全。
例11 计算下列反应在298K时的平衡常数，并判断此的以应进行的程度。
电极反应Ag++e-→Ag 1＝＋0.7996V
Fe2+→Fe3++e-2＝＋0.77V
此反应平衡常数很小，表明此正反应进行得很不完全。
例12 计算下列反应的298K时的平衡常数，并判断此反应进行的程度。
条件电位
分析化学中，在一定条件下氧化形和还原形的分析浓度都为1mol/L时的电位，称为条件电位。
平衡电位
equilibrium potential
1、把细胞内外某离子的电化学电位等于零时的膜电位，称为该离子的平衡电位。可通过能斯特方程计算，例如钾离子的平衡电位Ek可赋予下式：如图式中，[K+]0和[K+]1分别是钾离子在膜外、内的浓度（确切的说是移动度），F是法拉第常数，T是绝对温度，R是气体常数。哺乳类动物骨胳肌的静息电位是-90mV，离子的平衡电位钠是+66mV，钾是-97mV，氯是-90mV。因为在静息状态下，细胞膜主要对K+、Cl-通透，所以这时的平衡电位近于这些离子的平衡电位；同样，因为在兴奋时细胞膜对Na+容易通透，所以这时的动作电位近于钠离子的平衡电位。
2、突触虽然活动，但不产生突触后电位，即不形成离子移动的膜电位水平，称此为突触后电位的平衡电位。突触后电位的大小依赖于静息电位与这种平衡电位之差的大小，如果静息电位远离平衡电位，则突触后电位就大，如果平衡电位是零，静息电位置于平衡电位之上时，则突触后电位的极性发生倒转。平衡电位的存在是化学传递的特征，而化学物质的作用往往是让突触后膜对某种离子的通透性增高；离子的移动，总是力图使膜电位向该离子的平衡电位或由它们的整合作用决定的值，即向突触后电位的平衡电位靠近。就兴奋突触来说，当它传导兴奋时，对Na或Na和K有良好的通透性，平衡电位大都在+20—-20mV之间；就突触后抑制来说，大都对Cl+或K或对Cl-和K+具有良好的通透性，平衡电位处于离静息电位数mV、离去极化约20mV的超极化侧之间。
3、金属与电解质溶液构成的体系中，在金属-溶液两相间，当金属离子在两相中的电化学位相等时，就建立起电化学平衡（MMn++ne）。这种单一电极反应的电荷和物质交换均达到了平衡电极电位（φe·M）。它与其溶液中金属本身的离子活度（αMn+）之间的关系符合能斯特公式（Nernst）。
浓差极化
① 膜分离过程中的一种现象，会降低透水率，是一个可逆过程。是指在超滤过程中，由于水透过膜而使膜表面的溶质浓度增加，在浓度梯度作用下，溶质与水以相反方向向本体溶液扩散，在达到平衡状态时，膜表面形成一溶质浓度分布边界层，它对水的透过起着阻碍作用。
② 电流通过电池或电解池时，如整个电极过程为电解质的扩散和对流等过程所控制，则在两极附近的电解质浓度与溶液本体就有差异，使阳极和阴极的电极电位与平衡电极电位发生偏离，这种现象称为“浓差极化”。
浓差极化是指，当水透过膜并截留盐时，在膜表面会形成一个流速非常低的边界
层，边界层中的盐浓度比进水本体溶液盐浓度高，这种盐浓度在膜面增加的现象叫做
浓差极化。浓差极化会使实际的产水通量和脱盐率低于理论估算值。浓差极化效应如
下：
膜表面上的渗透压比本体溶液中高，从而降低NDP；
降低水通量（Qw）；
增加透盐量（Qs）；
增加难溶盐的浓度，超过其溶度积并结垢。
浓差极化因子（β）被定义为膜表面盐浓度（Cs）与本体溶液盐浓度（Cb）的比
值：
那么哪些参数会影响浓差极化因子（β）呢？通常产水通量的增加会增加边界层
的盐浓度，从而增加Cs；而给水流量的增加会增大膜表面流速，削减边界层的厚度。
因此 β 值与产水流量（Qp）成正比，与平均进水流量（Qfavg）成反比：
式中：Kp —— 比例常数，其值取决于反渗透系统的构成方式。平均进水流量采用进
水量和浓缩液流量的算术平均值，β 值可以进一步表达为膜元件透过液回收率的函数：
美国海德能公司推荐的一级反渗透系统浓差极化因子极限值为1.20，对于一支40
英寸长的膜元件来说，大约相当于18 %的回收率。对于双级反渗透系统的第二级，由
于其进水含盐量已经显著降低，因此其 β 值可以适当放宽到1.40，在某些情况下可以
容忍到1.70。
电化学极化
electro-chemical polarization 是电极极化的一种。在外电场作用下，由于电化学作用相对于电子运动的迟缓性改变了原有的*电偶层而引起的电极电位变化，称为电化学极化。其特点是；在电流流出端的电极表面积累过量的电子，即电极电位趋负值，电流流入端则相反。由电化学极化作用引起的电动势叫做活化超电压。

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