- Komponenter av elektrokjemiske celler
- elektroder
- Elektrolyttoppløsning
- Saltbrua
- Typer av elektrokjemiske celler og hvordan de fungerer
- galvanisk
- elektrolytisk
- eksempler
- Daniel's celle
- Platinhydrogencelle
- Downs celle
- referanser
De elektrokjemiske cellene er enheter der kjemiske reaksjoner passerer der den kjemiske energien omdannes til elektrisk energi eller omvendt. Disse cellene utgjør hjertet av elektrokjemi, der sjelen er den potensielle utvekslingen av elektroner som kan oppstå, spontant eller ikke, mellom to kjemiske arter.
En av de to artene oksiderer, mister elektroner, mens den andre reduseres og får de overførte elektronene. Vanligvis er arten som reduseres en metallisk kation i løsning, som ved å få elektroner ender med å bli avsatt elektrisk på en elektrode laget av samme metall. På den annen side er arten som oksiderer et metall, og blir til metallkationer.
Diagram for en elektrokjemisk celle fra Daniel. Kilde: Rehua
For eksempel representerer bildet over Daniels celle: den enkleste av alle elektrokjemiske celler. Den metalliske sinkelektroden oksiderer, og frigjør Zn 2+ -kationer i det vandige mediet. Dette skjer i ZnSO 4- beholderen til venstre.
Til høyre reduseres løsningen som inneholder CuSO 4 , og transformerer Cu 2+ -kationene til metallisk kobber som blir avsatt på kobberelektroden. Under utviklingen av denne reaksjonen reiser elektronene gjennom en ekstern krets som aktiverer dens mekanismer; og derfor tilveiebringe elektrisk energi for driften av et team.
Komponenter av elektrokjemiske celler
elektroder
Elektriske strømmer blir generert eller konsumert i elektrokjemiske celler. For å sikre en tilstrekkelig strøm av elektroner må det være materialer som er gode ledere av elektrisitet. Det er her elektrodene og den eksterne kretsen kommer inn, utstyrt med ledninger av kobber, sølv eller gull.
Elektrodene er materialene som gir overflaten der reaksjonene vil finne sted i de elektrokjemiske cellene. Det er to typer avhengig av reaksjonen som oppstår i dem:
-Node, elektrode der oksidasjon skjer
-Katode, elektrode der reduksjon skjer
Elektrodene kan være laget av et reagerende materiale, som for Daniels celle (sink og kobber); eller av et inert materiale, slik det skjer når de er laget av platina eller grafitt.
Elektronene som frigis av anoden må nå katoden; men ikke gjennom en løsning, men gjennom en metallkabel som forbinder begge elektrodene til en ekstern krets.
Elektrolyttoppløsning
Løsningen som omgir elektrodene spiller også en viktig rolle, ettersom den er beriket med sterke elektrolytter; som: KCl, KNO 3 , NaCl, etc. Disse ionene favoriserer til en viss grad migrasjonen av elektroner fra anoden mot katoden, så vel som deres ledning gjennom nærheten av elektrodene for å samhandle med arten som skal reduseres.
Sjøvann leder for eksempel strøm mye bedre enn destillert vann, med en lavere konsentrasjon av ioner. Det er grunnen til at elektrokjemiske celler har sterk elektrolyttoppløsning blant komponentene.
Saltbrua
Ionene av løsningen begynner å omgi elektrodene og forårsaker en polarisering av ladningene. Løsningen rundt katoden begynner å bli negativt ladet, ettersom kationene reduseres; for Daniel-cellen, Cu 2+ -kationene når de er avsatt som metallisk kobber på katoden. Dermed begynner det å være et underskudd på positive kostnader.
Det er her saltbroen griper inn for å balansere ladningene og forhindre at elektrodene polariserer. Mot siden eller avdelingen av katoden vil kationer av saltbroen vandre, enten K + eller Zn 2+ , for å erstatte den Cu 2+ som konsumeres. I mellomtiden vil NO 3 - anioner vandre fra saltbroen mot anodekammeret, for å nøytralisere den økende konsentrasjonen av Zn 2+ kationer .
Saltbroen er sammensatt av en mettet saltløsning, med endene dekket av en gel som er permeabel for ioner, men ugjennomtrengelig for vann.
Typer av elektrokjemiske celler og hvordan de fungerer
Hvordan en elektrokjemisk celle fungerer, avhenger av hvilken type den er. Det er i utgangspunktet to typer: galvanisk (eller voltaisk) og elektrolytisk.
galvanisk
Daniels celle er et eksempel på en galvanisk elektrokjemisk celle. Hos dem oppstår reaksjonene spontant, og batteripotensialet er positivt; jo større potensiale, jo mer strøm vil cellen levere.
Celler eller batterier er nettopp galvaniske celler: det kjemiske potensialet mellom de to elektrodene blir transformert til elektrisk energi når en ekstern krets griper inn som forbinder dem. Dermed vandrer elektronene fra anoden, tenner utstyret som batteriet er koblet til, og føres direkte tilbake til katoden.
elektrolytisk
Elektrolytiske celler er de hvis reaksjoner ikke oppstår spontant, med mindre de forsynes med elektrisk energi fra en ekstern kilde. Her oppstår det motsatte fenomenet: elektrisitet lar ikke-spontane kjemiske reaksjoner utvikle seg.
En av de mest kjente og mest verdifulle reaksjonene som finner sted innen denne typen celler er elektrolyse.
Oppladbare batterier er eksempler på elektrolytiske og galvaniske celler: de lades for å reversere sine kjemiske reaksjoner og gjenopprette de første betingelsene for gjenbruk.
eksempler
Daniel's celle
Følgende kjemiske ligning tilsvarer reaksjonen i Daniels celle der sink og kobber deltar:
Zn (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu (s)
Men kationene Cu 2+ og Zn 2+ er ikke alene, men ledsages av anionene SO 4 2- . Denne cellen kan bli representert som følger:
Zn - ZnSO 4 - - CuSO 4 - Cu
Daniels celle kan bygges i ethvert laboratorium, og er veldig tilbakevendende som en praksis i innføringen av elektrokjemi. Når Cu 2+ er avsatt som Cu, vil den blå fargen på CuSO 4- løsningen gradvis visne.
Platinhydrogencelle
Se for deg en celle som forbruker hydrogengass, produserer metallisk sølv, og som samtidig leverer strøm. Dette er platina- og hydrogencellen, og dens generelle reaksjon er som følger:
2AgCl (s) + H 2 (g) → 2AG (s) + 2 H + + 2 Cl -
Her i anodekammeret har vi en inert platinaelektrode, nedsenket i vann og pumpet inn i gassformig hydrogen. H 2 oksyderes til H + og avgir sine elektroner til den melkeaktige AgCl bunnfallet i katodekammeret med en metallisk sølvelektrode. På dette sølvet vil AgCl reduseres, og massen til elektroden vil øke.
Denne cellen kan bli representert som:
Pt, H 2 - H + - - Cl - , AgCl - Ag
Downs celle
Og til slutt, blant elektrolysecellene har vi den av smeltet natriumklorid, bedre kjent som Downs-cellen. Her brukes elektrisitet til å flytte et volum smeltet NaCl gjennom elektrodene, og forårsaker følgende reaksjoner:
2Na + (l) + 2e - → 2Na (s) (katode)
2Cl - (l) → Cl 2 (g) + 2e - (anode)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl 2 (g) (global reaksjon)
Dermed, takket være strøm og natriumklorid, kan metallisk natrium og klorgass tilberedes.
referanser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
- Wikipedia. (2020). Elektrokjemisk celle. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29. januar 2020). Elektrokjemiske celler. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
- R. Ship. (SF). Elektrokjemiske celler. Gjenopprettet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Chemicool. (2017). Definisjon av elektrokjemisk celle. Gjenopprettet fra: chemicool.com
- Patricia Jankowski. (2020). Hva er en elektrokjemisk celle? - Struktur og bruk. Studere. Gjenopprettet fra: study.com
- Alchemy (3. mars 2011). Elektrokjemiske celler. Kjemi og vitenskap. Gjenopprettet fra: laquimicaylaciencia.blogspot.com