ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ່ສົນທະນາກ່ຽວກັບການປຽບທຽບຂອງຈຸລັງ Voltaic ແລະຈຸລັງ Electrolytic
ການປຽບທຽບລະຫວ່າງຈຸລັງ voltaic ແລະຈຸລັງ electrolytic ແມ່ນຫົວຂໍ້ທີ່ສຳຄັນໃນເຄມີສາດ, ໂດຍສະເພາະໃນການສຶກສາກ່ຽວກັບ electrochemistry. ທັງສອງແມ່ນອຸປະກອນທີ່ໃຊ້ເພື່ອຜະລິດໄຟຟ້າຈາກປະຕິກິລິຍາເຄມີ ຫຼື ເພື່ອຄວບຄຸມປະຕິກິລິຍາເຄມີຜ່ານການນຳໃຊ້ພະລັງງານໄຟຟ້າ. ບົດຄວາມນີ້ຈະເນັ້ນໃຫ້ເຫັນຄວາມແຕກຕ່າງທີ່ສຳຄັນລະຫວ່າງຈຸລັງ voltaic ແລະຈຸລັງ electrolytic ຜ່ານບັນຫາຕົວຢ່າງ ແລະການສົນທະນາ. ເປົ້າໝາຍແມ່ນເພື່ອໃຫ້ຄວາມເຂົ້າໃຈຢ່າງລະອຽດ ແລະເລິກເຊິ່ງກ່ຽວກັບຈຸລັງສອງປະເພດ.
ເຊວ Voltaic
ເຊວວອນຕາອິກ ຫຼື ເຊວກາວານິກ ແມ່ນເຊວເອເລັກໂຕຣເຄມີຊະນິດໜຶ່ງທີ່ຜະລິດກະແສໄຟຟ້າຈາກປະຕິກິລິຍາເຄມີທີ່ເກີດຂຶ້ນເອງ. ໃນເຊວວອນຕາອິກ, ປະຕິກິລິຍາຣີດັອກສ໌ເກີດຂຶ້ນ, ບ່ອນທີ່ການລີດັກຊັນ ແລະ ການຜຸພັງເກີດຂຶ້ນຢູ່ທີ່ເອເລັກໂຕຣດທີ່ແຕກຕ່າງກັນ. ເພື່ອເຂົ້າໃຈເລື່ອງນີ້ໃຫ້ດີຂຶ້ນ, ໃຫ້ພວກເຮົາເບິ່ງຕົວຢ່າງຂອງເຊວວອນຕາອິກ.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 1:
ຂົ້ວບວກຂອງເຊວໄຟຟ້າແມ່ນເຮັດດ້ວຍສັງກະສີ (Zn) ແລະ ຂົ້ວລົບຂອງທອງແດງ (Cu). ສົມມຸດວ່າການກວດສອບຕາຕະລາງຂອງທ່າແຮງການຫຼຸດຜ່ອນມາດຕະຖານສະແດງໃຫ້ເຫັນວ່າທ່າແຮງການຫຼຸດຜ່ອນມາດຕະຖານ (E°) ຂອງ Cu²⁺/Cu ແມ່ນ +0,34 V ແລະ ຂອງ Zn²⁺/Zn ແມ່ນ -0,76 V. ຄິດໄລ່ທ່າແຮງຂອງເຊວມາດຕະຖານ (ເຊວ E°) ຂອງເຊວໄຟຟ້ານີ້.
ເປບບາຮາຊານ:
ກ່ອນອື່ນໝົດ, ໃຫ້ຂຽນປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງຈຸລັງສຳລັບການຜຸພັງ ແລະ ການຄາຍ.
- ອາໂນດ (ອົກຊີເດຊັນ): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
– Cathode (ການຫຼຸດຜ່ອນ): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
ທ່າແຮງຂອງເຊວມາດຕະຖານ (ເຊວ E°) ແມ່ນຄິດໄລ່ຈາກຄວາມແຕກຕ່າງຂອງທ່າແຮງການຫຼຸດຜ່ອນຂອງແຄໂທດ ແລະ ແອໂນດ.
– E° cell = E° cathode – E° anode
– E° ແຄໂທດ = +0,34 V
– ຂົ້ວບວກ E° = -0,76 V
ສະນັ້ນ, ທ່າແຮງຂອງຈຸລັງມາດຕະຖານແມ່ນ:
\[ E°_{sel} = 0.34V – (-0.76V) \]
\[ E°_{cell} = 0.34V + 0.76V \]
\[ E°_{sel} = 1.10V \]
ດັ່ງນັ້ນ, ທ່າແຮງຂອງເຊວມາດຕະຖານສຳລັບເຊວ voltaic ນີ້ແມ່ນ 1,10 V.
ຈຸລັງໄຟຟ້າ
ໃນທາງກົງກັນຂ້າມ, ຈຸລັງເອເລັກໂຕຣໄລຕິກໃຊ້ພະລັງງານໄຟຟ້າເພື່ອບັງຄັບໃຫ້ປະຕິກິລິຍາເຄມີທີ່ບໍ່ເກີດຂຶ້ນເອງເກີດຂຶ້ນ. ໃນຈຸລັງເອເລັກໂຕຣໄລຕິກ, ກະແສໄຟຟ້າຈາກແຫຼ່ງພາຍນອກຖືກນຳໃຊ້ເພື່ອກະຕຸ້ນປະຕິກິລິຍາຣີດັອກຊ໌ທີ່ຈະບໍ່ເກີດຂຶ້ນດ້ວຍຕົວມັນເອງ. ລອງເບິ່ງຕົວຢ່າງຂອງຈຸລັງເອເລັກໂຕຣໄລຕິກເພື່ອເຂົ້າໃຈຄຸນສົມບັດແລະຫຼັກການເຮັດວຽກຂອງມັນ.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 2:
ໃນຂະບວນການເອເລັກໂຕຼລິຊິດ, ອາລູມິນຽມແມ່ນຜະລິດຈາກອາລູມິນຽມອອກໄຊທີ່ລະລາຍ (Al₂O₃). ຄິດໄລ່ປະລິມານໄຟຟ້າທີ່ຕ້ອງການເພື່ອຜະລິດອາລູມິນຽມ (Al) 1 ໂມລ. ສົມມຸດວ່າ Al ໜຶ່ງໂມລຕ້ອງການເອເລັກຕຣອນສາມໂມລ.
ເປບບາຮາຊານ:
ອີງຕາມສົມຜົນໄຟຟ້າເຄມີສຳລັບການແຍກສານດ້ວຍໄຟຟ້າ:
\[ Al^{3+}(aq) + 3e⁻ → Al(s) \]
ເປັນທີ່ຮູ້ກັນວ່າ ສຳລັບອາລູມິນຽມທຸກໆໂມລ, ຕ້ອງການເອເລັກຕຣອນ 3 ໂມລ. ອີງຕາມກົດໝາຍຂອງຟາຣາເດ, ປະລິມານໄຟຟ້າ (Q) ທີ່ຕ້ອງການສາມາດຄິດໄລ່ໄດ້ໂດຍໃຊ້ສູດ:
\[ Q = n \cdot F \]
ຢູ່ໃສ:
- n ແມ່ນຈຳນວນໂມລຂອງເອເລັກຕຣອນ
- F ແມ່ນຄ່າຄົງທີ່ຂອງຟາຣາເດ (96500 ເອເລັກຕຣອນ C/mol)
ເພື່ອຜະລິດ 1 ໂມລຂອງ Al:
\[ n = 3 \text{ ໂມລຂອງເອເລັກຕຣອນ} \]
ດັ່ງນັ້ນ, ປະລິມານໄຟຟ້າ (Q):
\[ Q = 3 \cdot 96500 \]
\[ Q = 289500 \text{ C} \]
ສະນັ້ນ, ເພື່ອຜະລິດອາລູມີນຽມ 1 ໂມລ, ຕ້ອງມີໄຟຟ້າ 289500 ຄູລອມ.
ການປຽບທຽບຂອງຈຸລັງ Voltaic ແລະຈຸລັງ Electrolytic
ຕາຕະລາງຕໍ່ໄປນີ້ສະຫຼຸບຄວາມແຕກຕ່າງຕົ້ນຕໍລະຫວ່າງຈຸລັງ voltaic ແລະຈຸລັງ electrolytic:
| ລັກສະນະຕ່າງໆ | ຈຸລັງ Voltaic | ຈຸລັງ Electrolytic |
|————————–|—————————————|————————————–|
| ແຫຼ່ງພະລັງງານ | ປະຕິກິລິຍາເຄມີ | ພະລັງງານໄຟຟ້າ |
| ປະເພດປະຕິກິລິຍາ | ໂດຍທຳມະຊາດ | ບໍ່ເກີດຂຶ້ນໂດຍທຳມະຊາດ |
| ແອໂນດ (-)/ແຄໂທດ (+) | ແອໂນດ (-), ແຄໂທດ (+) | ແອໂນດ (+), ແຄໂທດ (-) |
| ຈຸດປະສົງ | ຜະລິດໄຟຟ້າ | ກະຕຸ້ນປະຕິກິລິຍາເຄມີ |
| ການນຳໃຊ້ | ແບັດເຕີຣີ, ເຊວນໍ້າມັນເຊື້ອໄຟ | ການຊຸບໂລຫະ, ການຫລໍ່ໂລຫະ, ການຫລໍ່ຫລອມ |
ແຫຼ່ງພະລັງງານ:
ຈຸລັງ Voltaic ຜະລິດພະລັງງານໄຟຟ້າຈາກປະຕິກິລິຍາເຄມີທີ່ເກີດຂຶ້ນເອງ, ໃນຂະນະທີ່ຈຸລັງ electrolytic ໃຊ້ພະລັງງານໄຟຟ້າຈາກແຫຼ່ງພາຍນອກເພື່ອບັງຄັບໃຫ້ປະຕິກິລິຍາທີ່ບໍ່ເກີດຂຶ້ນເອງເກີດຂຶ້ນ.
ປະເພດປະຕິກິລິຍາ:
ໃນເຊວໄຟຟ້າ, ປະຕິກິລິຍາທີ່ເກີດຂຶ້ນເອງຈະເຮັດໃຫ້ເອເລັກຕຣອນໄຫຼຈາກຂົ້ວບວກໄປຫາຂົ້ວລົບຜ່ານວົງຈອນພາຍນອກ. ໃນເຊວໄຟຟ້າ, ກະແສໄຟຟ້າພາຍນອກຖືກໃຊ້ເພື່ອຂັບເຄື່ອນປະຕິກິລິຍາທີ່ຈະບໍ່ເກີດຂຶ້ນດ້ວຍຕົວມັນເອງ.
ອາໂນດ ແລະ ແຄໂທດ:
ໃນເຊວໄຟຟ້າ, ຂົ້ວບວກແມ່ນຂົ້ວລົບ ແລະ ຂົ້ວລົບແມ່ນຂົ້ວບວກ. ໃນເຊວໄຟຟ້າ, ຂົ້ວບວກແມ່ນຂົ້ວບວກ ແລະ ຂົ້ວລົບແມ່ນຂົ້ວລົບ. ນີ້ແມ່ນໜຶ່ງໃນຄວາມແຕກຕ່າງຕົ້ນຕໍທີ່ມັກເຮັດໃຫ້ນັກຮຽນສັບສົນ.
ຕຸຈວນ:
ຈຸດປະສົງຫຼັກຂອງເຊວໄຟຟ້າແມ່ນເພື່ອສ້າງກະແສໄຟຟ້າ, ໃນຂະນະທີ່ເຊວໄຟຟ້າຖືກນຳໃຊ້ເພື່ອກະຕຸ້ນປະຕິກິລິຍາເຄມີ, ເຊັ່ນ: ການຫລອມໂລຫະ ຫຼື ການແຍກດ້ວຍໄຟຟ້າດ້ວຍນ້ຳ.
Aplikasi:
ຈຸລັງ Voltaic ຖືກນໍາໃຊ້ທົ່ວໄປໃນແບັດເຕີຣີ ແລະ ຈຸລັງເຊື້ອໄຟ, ເຊິ່ງຜະລິດໄຟຟ້າສໍາລັບການນໍາໃຊ້ຕ່າງໆ. ຈຸລັງ Electrolytic ຖືກນໍາໃຊ້ໃນຂະບວນການອຸດສາຫະກໍາເຊັ່ນ: ການຫລໍ່ໂລຫະ, ການຊຸບໂລຫະດ້ວຍໄຟຟ້າ, ແລະ ການຫລໍ່ໂລຫະ.
ສະຫຼຸບ
ທັງຈຸລັງ voltaic ແລະ electrolytic ມີບົດບາດສຳຄັນໃນເຕັກໂນໂລຊີໃນປະຈຸບັນ. ການເຂົ້າໃຈວິທີການເຮັດວຽກຂອງຈຸລັງແຕ່ລະປະເພດ ແລະ ວິທີການຄິດໄລ່ຕົວກໍານົດການຕ່າງໆທີ່ກ່ຽວຂ້ອງຜ່ານບັນຫາຕົວຢ່າງແມ່ນກຸນແຈສໍາຄັນໃນການຮຽນຮູ້ແນວຄວາມຄິດດ້ານໄຟຟ້າເຄມີ. ໃນການສົນທະນາຂ້າງເທິງ, ພວກເຮົາໄດ້ເນັ້ນໃຫ້ເຫັນຄວາມແຕກຕ່າງພື້ນຖານລະຫວ່າງຈຸລັງ voltaic ແລະ electrolytic, ລວມທັງແຫຼ່ງພະລັງງານຂອງມັນ, ປະເພດປະຕິກິລິຍາ, ແລະ ຕົວຢ່າງຂອງການນໍາໃຊ້ຂອງມັນໃນຊີວິດປະຈໍາວັນ.
ດ້ວຍຄວາມເຂົ້າໃຈທີ່ດີກ່ຽວກັບຈຸລັງສອງປະເພດນີ້, ທ່ານຈະມີຄວາມພ້ອມທີ່ດີກວ່າໃນການແກ້ໄຂບັນຫາທີ່ກ່ຽວຂ້ອງຕ່າງໆໃນການສອບເສັງເຄມີສາດ ແລະ ນຳໃຊ້ພວກມັນກັບເຄື່ອງມື ແລະ ເຕັກໂນໂລຊີທີ່ທັນສະໄໝຕ່າງໆ.
