- Deler av den galvaniske cellen
- fungerende
- Oksidasjons- og reduksjonsreaksjoner
- Saltbroen
- Oksidasjons- og reduksjonspotensialer
- Symbolsk fremstilling av en galvanisk celle
- applikasjoner
- Den galvaniske cellen i dagliglivet
- Bygging av en hjemmelaget galvanisk celle
- materialer
- Prosess
- referanser
Den galvaniske cellen eller den voltaiske cellen er en type elektrokjemisk celle som består av to forskjellige metaller nedsenket i to halvceller, der en forbindelse i oppløsning aktiverer en spontan reaksjon.
Deretter oksideres et av metallene i en av halvcellene mens metallet i den andre halvcellen reduseres, og produserer en utveksling av elektroner gjennom en ekstern krets. Dette gjør det mulig å dra nytte av den elektriske strømmen.
Figur 1. Skjema og deler av en galvanisk celle. Kilde: corinto.pucp.edu.pe.
Navnet "galvanisk celle" er til ære for en av pionerene innen eksperimentering med elektrisitet: den italienske legen og fysiologen Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani oppdaget i 1780 at hvis kabler av forskjellige metaller ble skjøtet i den ene enden og de frie ender ble brakt i kontakt med hacket av en (død) frosk, skjedde en sammentrekning.
Den første som bygde en elektrokjemisk celle for å produsere strøm var imidlertid italienske Alessandro Volta (1745-1827) i 1800 og derav det alternative navnet på den voltaiske cellen.
Deler av den galvaniske cellen
Delene av en galvanisk celle er vist i figur 1 og er som følger:
1.- Anodisk semicell
2.- Anodisk elektrode
3.- Anodisk løsning
4.- Cathode semicell
5.- Katodeelektrode
6.- Katodisk løsning
7.- Saltbru
8.- Metallisk leder
9.- Voltmeter
fungerende
For å forklare driften av en galvanisk celle vil vi bruke den nedre:
Figur 2. Didaktisk modell av galvanisk celle. Kilde: slideserve.com
Den grunnleggende ideen med en galvanisk celle er at metallet som gjennomgår oksidasjonsreaksjonen er fysisk skilt fra metallet som er redusert, på en slik måte at utvekslingen av elektroner skjer gjennom en ekstern leder som gjør det mulig å dra nytte av strømmen av elektrisk strøm, for eksempel å slå på en lyspære eller led.
I figur 2, i den venstre halvcelle er det en metallisk kopper (Cu) bånd neddykket i en kobbersulfatoppløsning (CuS0 4 ), mens i den høyre halvcelle det er et sink (Zn) bånd neddykket i en løsning av sinksulfat (ZnSO 4 ).
Det skal bemerkes at i hver halvcelle er metallet til hver og en til stede i to oksidasjonstilstander: de nøytrale metallatomer og metallionene til saltet av det samme metallet i oppløsning.
Hvis metallbåndene ikke er forbundet med en ytre ledende ledning, oksideres begge metallene hver for seg i sine respektive celler.
Siden de er elektrisk koblet, hender det imidlertid at oksidasjon vil skje i Zn mens det vil være en reduksjonsreaksjon i Cu. Dette er fordi oksidasjonsgraden av sink er større enn kobber.
Metallet som er oksidert gir elektroner til metallet som reduseres gjennom den ytre lederen, og denne strømmen kan utnyttes.
Oksidasjons- og reduksjonsreaksjoner
Reaksjonen som oppstår på høyre side mellom sinkmetallelektroden og den vandige sinksulfatoppløsningen er som følger:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Et sinkatom (fast stoff) på overflaten av anodeelektroden i høyre halvcelle, stimulert av de positive ionene til sinken i oppløsning, gir opp to elektroner og løsnes fra elektroden, og passerer inn i den vandige løsningen som et dobbelt positivt ion av sink.
Vi innser at nettoresultatet var at et nøytralt sinkatom fra metallet, gjennom tap av to elektroner, ble et sinkion som tilfører den vandige løsningen, slik at sinkstangen mistet ett atom og løsning oppnådde et positivt dobbelt ion.
De frigjorte elektronene vil foretrekke å bevege seg gjennom den ytre ledningen mot metallet til den andre positivt ladede halvcellen (katode +). Sinkstangen mister massen når atomene gradvis går over i den vandige oppløsningen.
Sinkoksidasjon kan oppsummeres som følger:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reaksjonen som oppstår på venstre side er lik, men kobberet i den vandige løsningen fanger opp to elektroner (fra den andre halvcellen) og blir avsatt på kobberelektroden. Når et atom tar opp elektroner sies det å være redusert.
Kobberreduksjonsreaksjonen er skrevet slik:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Kobberstangen får masse når ionene i løsningen går til stangen.
Oksidasjon skjer ved anoden (negativ), som frastøter elektroner, mens reduksjon skjer ved katoden (positiv), som tiltrekker seg elektroner. Elektronutveksling skjer gjennom den ytre lederen.
Saltbroen
Saltbroen balanserer ladningene som samler seg i de to halve cellene. Positive ioner akkumuleres i den anodiske halvcellen, mens i den katodiske cellen gjenstår et overskudd av negative sulfationer.
For saltbroen brukes en løsning av et salt (som natriumklorid eller kaliumklorid) som ikke griper inn i reaksjonen, som er i et omvendt U-formet rør med endene plugget med en vegg av porøst materiale.
Saltbroens eneste formål er at ionene skal filtrere seg inn i hver celle, balansere eller nøytralisere overskuddsladningen. På denne måten produseres en strøm gjennom saltbroen, gjennom saltionene, som stenger den elektriske kretsen.
Oksidasjons- og reduksjonspotensialer
Standard oksidasjons- og reduksjonspotensialer forstås å være de som oppstår ved anoden og katoden ved en temperatur på 25oC og med oppløsninger med 1 M konsentrasjon (en molar).
For sink er standard oksidasjonspotensialet E ox = +0,76 V. Mens standardreduksjonspotensialet for kobber er E rød = +0,34 V. Elektromotorisk kraft (emf) produsert av denne galvaniske cellen er : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Den globale reaksjonen til den galvaniske cellen kan skrives slik:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Tatt sulfat i betraktning er nettreaksjonen:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfat er en forbipasserende, mens metaller bytter elektron.
Symbolsk fremstilling av en galvanisk celle
Den galvaniske cellen i figur 2 er symbolsk representert som følger:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
I samsvar med dette plasseres metallet som oksiderer og danner anoden (-) alltid på venstre side, og dets ion i vandig tilstand skilles med en stang (-). Den anodiske halvcellen skilles fra den katodiske en av to stolper (-) som representerer saltbroen. På høyre side plasseres metallhalvcellen som er redusert og danner katoden (+).
I symbolsk fremstilling av en galvanisk celle er venstre ende alltid metallet som oksideres og metallet som reduseres plasseres i høyre ende (i fast tilstand). Det skal bemerkes at i figur 2 er halvcellene i omvendt stilling med hensyn til den konvensjonelle symbolrepresentasjonen.
applikasjoner
Når du kjenner til standard oksidasjonspotensialer for forskjellige metaller, er det mulig å bestemme elektromotorisk kraft som en galvanisk celle bygget med disse metallene vil produsere.
I dette avsnittet vil vi bruke det som ble sagt i de foregående seksjonene for å beregne netto elektromotorisk kraft til en celle bygget med andre metaller.
Som et eksempel på anvendelse vurderer vi en galvanisk celle av jern (Fe) og kobber (Cu). Som data er følgende reduksjonsreaksjoner og deres standard reduksjonspotensial gitt, det vil si ved 25 ° C og 1M konsentrasjon:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (r). E1- nettverk = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rød = +0,34 V
Det blir bedt om å finne netto elektromotorisk kraft produsert av følgende galvaniske celle:
Fe (r) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
I denne cellen oksiderer jernet og er anoden til den galvaniske cellen, mens kobberet reduserer og er katoden. Oksidasjonspotensialet til jern er lik, men motsatt av sitt reduksjonspotensial, det vil si E1 oksd = +0,44.
For å oppnå elektromotorisk kraft produsert av denne galvaniske cellen, legger vi til oksidasjonspotensialet til jern med reduksjonspotensialet til kobber:
emf = E1 oksd + E2 rød = -E1 rød + E2 rød = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Den galvaniske cellen i dagliglivet
Galvaniske celler til daglig bruk er veldig forskjellige i form enn hva som brukes som en didaktisk modell, men deres prinsipp for drift er det samme.
Den mest brukte cellen er 1,5V alkalisk batteri i sine forskjellige presentasjoner. Fornavnet kommer fordi det er et sett med celler som er koblet i serie for å øke emf.
Oppladbare litiumbatterier er også basert på samme arbeidsprinsipp som galvaniske celler og er de som brukes i smarttelefoner, klokker og andre enheter.
På samme måte er blybatterier for biler, motorsykler og båter 12V og er basert på samme driftsprinsipp for den galvaniske cellen.
Galvaniske celler brukes i estetikk og i muskelregenerering. Det er ansiktsbehandlinger som består av påføring av strøm gjennom to elektroder i form av en rulle eller kule som renser og toner huden.
Nåværende pulser blir også brukt for å regenerere musklene hos mennesker som er i en utbredelsestilstand.
Bygging av en hjemmelaget galvanisk celle
Det er mange måter å bygge en hjemmelaget galvanisk celle på. Noe av det enkleste er å bruke eddik som løsning, stålspikre og kobbertråder.
materialer
-Tisponerbare plastkopper
-Hvit eddik
-To stålskruer
- To biter av bare kobbertråd (ingen isolasjon eller lakk)
-En voltmeter
Prosess
-Fyll ¾ deler av glasset med eddik.
- Sett sammen de to stålskruene med flere ledninger, slik at et stykke tråd blir avviklet.
Den uviklede enden av kobbertråden er bøyd i en omvendt U-form slik at den hviler på kanten av glasset og skruene er nedsenket i eddik.
Figur 3. Hjemmelaget galvanisk celle og multimeter. Kilde: youtube.com
Et annet stykke kobbertråd er også bøyd i en omvendt U og henges på kanten av glasset i en stilling diametralt motsatt av de neddykkede skruene, slik at en del av kobberet er inne i eddiken og den andre delen av kobbertråden er utenfor. av glasset.
De frie ender av voltmeterledningene er koblet for å måle elektromotorisk kraft produsert av denne enkle cellen. Emfen til denne typen celler er 0,5V. For å utjevne emf fra et alkalisk batteri, er det nødvendig å bygge to celler til og bli sammen med de tre i serie, slik at et 1,5V batteri oppnås
referanser
- Borneo, R. Galvaniske celler og elektrolytiske celler. Gjenopprettet fra: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Generell kjemi. PUCP. Gjenopprettet fra: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introduksjon til elektrokjemi. Institutt for fysikalsk kjemi UNAM. Gjenopprettet fra: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektrokjemisk celle. Gjenopprettet fra: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvanisk celle. Gjenopprettet fra: es.wikipedia.com.