- Dele af den galvaniske celle
- Fungerende
- Oxidations- og reduktionsreaktioner
- Saltbroen
- Oxidations- og reduktionspotentialer
- Symbolisk repræsentation af en galvanisk celle
- Applikationer
- Den galvaniske celle i det daglige liv
- Konstruktion af en hjemmelavet galvanisk celle
- materialer
- Behandle
- Referencer
Den galvaniske celle eller den voltaiske celle er en type elektrokemisk celle, der består af to forskellige metaller nedsænket i to halve celler, hvor en forbindelse i opløsning aktiverer en spontan reaktion.
Derefter oxideres et af metallerne i en af halvcellerne, mens metallet i den anden halvcelle reduceres, hvilket frembringer en udveksling af elektroner gennem et eksternt kredsløb. Dette gør det muligt at drage fordel af den elektriske strøm.
Figur 1. Skema og dele af en galvanisk celle. Kilde: corinto.pucp.edu.pe.
Navnet "galvanisk celle" er til ære for en af pionererne inden for eksperimentering med elektricitet: den italienske læge og fysiolog Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani opdagede i 1780, at hvis kabler af forskellige metaller blev sammenføjet i den ene ende, og de frie ender blev sat i kontakt med hacket af en (død) frø, så skete en sammentrækning.
Den første, der byggede en elektrokemisk celle til produktion af elektricitet, var imidlertid den italienske Alessandro Volta (1745-1827) i 1800 og dermed det alternative navn på den voltaiske celle.
Dele af den galvaniske celle
Delerne af en galvanisk celle er vist i figur 1 og er som følger:
1.- Anodisk semicell
2.- Anodisk elektrode
3.- Anodisk opløsning
4.- Cathode semicell
5.- Katodeelektrode
6.- Katodisk opløsning
7.- Saltvandbro
8.- Metalleder
9.- Voltmeter
Fungerende
For at forklare driften af en galvanisk celle vil vi bruge den nederste:
Figur 2. Didaktisk model af galvanisk celle. Kilde: slideserve.com
Den grundlæggende idé med en galvanisk celle er, at metallet, der gennemgår oxidationsreaktionen, fysisk adskilles fra metallet, der reduceres, på en sådan måde, at udvekslingen af elektroner sker gennem en ekstern leder, der tillader at drage fordel af strømmen af elektrisk strøm, for eksempel at tænde en pære eller led.
I figur 2, i den venstre halvcelle der en metallisk kobber (Cu) bånd nedsænket i en kobbersulfatopløsning (CuS0 4), mens der i den højre halvcelle der et zink (Zn) bånd nedsænket i en opløsning af zinksulfat (ZnSO 4).
Det skal bemærkes, at i hver halvcelle er metallet i hver enkelt til stede i to oxidationstilstande: de neutrale metalatomer og metalionerne af saltet af det samme metal i opløsning.
Hvis de metalliske bånd ikke er forbundet med en udvendig ledende tråd, oxideres begge metaller separat i deres respektive celler.
Da de imidlertid er elektrisk forbundet, sker det, at oxidation vil forekomme i Zn, mens der vil være en reduktionsreaktion i Cu. Dette er fordi graden af oxidation af zink er større end kobber.
Metallet, der oxideres, giver elektroner til det metal, der reduceres gennem den ydre leder, og denne strøm af strøm kan udnyttes.
Oxidations- og reduktionsreaktioner
Reaktionen, der finder sted på højre side mellem zinkmetallelektroden og den vandige zinksulfatopløsning, er som følger:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4) 2- + 2 e -
Et zinkatom (fast stof) på overfladen af anodeelektroden i højre halvcelle, stimuleret af de positive ioner af zinket i opløsning, giver op to elektroner og frigøres fra elektroden, der passerer ind i den vandige opløsning som en dobbelt positiv ion af zink.
Vi er klar over, at nettoresultatet var, at et neutralt zinkatom fra metallet gennem tabet af to elektroner blev en zinkion, der tilføjer den vandige opløsning, så zinkstangen mistede et atom og opløsning opnåede en positiv dobbeltion.
De frigjorte elektroner foretrækker at bevæge sig gennem den ydre ledning mod metallet fra den anden positivt ladede halvcelle (katode +). Zinkstangen mister masse, da dens atomer gradvist passerer i den vandige opløsning.
Zinkoxidation kan opsummeres som følger:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reaktionen, der finder sted på venstre side, er den samme, men kobberet i den vandige opløsning fanger to elektroner (kommer fra den anden halvcelle) og aflejres på kobberelektroden. Når et atom opsamler elektroner siges det, at det reduceres.
Kobberreduktionsreaktionen er skrevet sådan:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Kobberstangen vinder masse, når ionerne af opløsningen passerer til stangen.
Oxidation finder sted ved anoden (negativ), som frastøder elektroner, mens reduktion finder sted ved katoden (positiv), der tiltrækker elektroner. Elektronudveksling sker gennem den ydre leder.
Saltbroen
Saltbroen afbalancerer de ladninger, der samles i de to halve celler. Positive ioner akkumuleres i den anodiske halvcelle, mens der i den katodiske celle forbliver et overskud af negative sulfationer.
Til saltbroen bruges en opløsning af et salt (såsom natriumchlorid eller kaliumchlorid), der ikke griber ind i reaktionen, som er i et omvendt U-formet rør med enderne tilsluttet en væg af porøst materiale.
Saltbroens eneste formål er, at ionerne filtrerer ind i hver celle, balanserer eller neutraliserer overskydende ladning. På denne måde produceres en strøm gennem saltbroen, gennem saltioner, som lukker det elektriske kredsløb.
Oxidations- og reduktionspotentialer
Standardoxidations- og reduktionspotentialer forstås som dem, der forekommer ved anoden og katoden ved en temperatur på 25 ° C og med opløsninger med 1M koncentration (en molær).
For zink er dens standardoxidationspotentiale E ox = +0,76 V. Mens standardreduktionspotentialet for kobber er E rød = +0,34 V. Den elektromotoriske kraft (emf) produceret af denne galvaniske celle er: emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Den globale reaktion af den galvaniske celle kan skrives sådan:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Under hensyntagen til sulfat er nettoreaktionen:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4) 2- + Cu o (s)
Sulfat er en tilskuer, mens metaller udveksler elektroner.
Symbolisk repræsentation af en galvanisk celle
Den galvaniske celle i figur 2 er symbolsk repræsenteret som følger:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Efter konventionen placeres metallet, der oxiderer og danner anoden (-) altid til venstre, og dets ion i vandig tilstand adskilles af en stang (-). Den anodiske halvcelle adskilles fra den katodiske en af to stænger (-), der repræsenterer saltbroen. Til højre placeres den halve metalcelle, der reduceres og danner katoden (+).
I den symboliske repræsentation af en galvanisk celle er den yderste venstre altid det metal, der oxideres, og det reducerede metal placeres på yderste højre side (i fast tilstand). Det skal bemærkes, at i figur 2 er halvcellerne i omvendt position med hensyn til den konventionelle symboliske repræsentation.
Applikationer
Når man kender standardoxidationspotentialerne for forskellige metaller, er det muligt at bestemme den elektromotoriske kraft, som en galvanisk celle bygget med disse metaller vil producere.
I dette afsnit anvender vi det, der blev nævnt i de foregående sektioner, til beregning af den elektromotoriske nettokraft for en celle bygget med andre metaller.
Som et eksempel på anvendelse betragter vi en galvanisk celle af jern (Fe) og kobber (Cu). Som data gives følgende reduktionsreaktioner og deres standardreduktionspotentiale, det vil sige ved 25 ° C og 1M koncentration:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (r). E1- netværk = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (r). E2 rød = +0,34 V
Det anmodes om at finde den elektroniske elektromotoriske kraft, der er produceret af følgende galvaniske celle:
Fe (r) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
I denne celle oxiderer jernet og er anoden i den galvaniske celle, mens kobberet reducerer og er katoden. Jerns oxidationspotentiale er lig med men modsat dets reduktionspotentiale, det vil sige E1 oxd = +0,44.
For at opnå den elektromotoriske kraft, der produceres af denne galvaniske celle, tilføjer vi oxidationspotentialet for jern med reduktionspotentialet for kobber:
emf = E1 oxd + E2 rød = -E1 rød + E2 rød = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Den galvaniske celle i det daglige liv
Galvaniske celler til daglig brug er meget forskellige i form end hvad der bruges som en didaktisk model, men deres funktionsprincip er det samme.
Den mest almindeligt anvendte celle er 1,5V alkalisk batteri i sine forskellige præsentationer. Det første navn kommer, fordi det er et sæt celler, der er forbundet i serie for at øge emk'en.
Genopladelige lithium-batterier er også baseret på det samme arbejdsprincip som galvaniske celler og er dem, der bruges i smartphones, ure og andre enheder.
På samme måde er blybatterier til biler, motorcykler og både 12V og er baseret på det samme driftsprincip for den galvaniske celle.
Galvaniske celler bruges i æstetik og i muskelregenerering. Der er ansigtsbehandlinger, der består af påføring af strøm gennem to elektroder i form af en rulle eller kugle, der renser og tone huden.
Aktuelle impulser anvendes også til at regenerere musklerne hos mennesker, der er i en udbredt tilstand.
Konstruktion af en hjemmelavet galvanisk celle
Der er mange måder at bygge en hjemmelavet galvanisk celle på. En af de enkleste er at bruge eddike som en løsning, stålspik og kobbertråde.
materialer
-Baserede plastikbægre
-Hvid eddike
-To stålskruer
-To stykker af bare kobbertråd (ingen isolering eller lak)
-En voltmeter
Behandle
-Fyld ¾ dele af glasset med eddike.
-Sæt de to stålskruer sammen med flere ledninger, så et stykke tråd afvikles.
Den uviklede ende af kobbertråden er bøjet i en omvendt U-form, så den hviler på kanten af glasset, og skruerne er nedsænket i eddike.
Figur 3. Hjemmelavet galvanisk celle og multimeter. Kilde: youtube.com
Et andet stykke kobbertråd er også bøjet i en omvendt U og hænges på kanten af glasset i en position diametralt modsat de neddykkede skruer, så en del af kobberet er inde i eddike og den anden del af kobbertråden er udenfor. af glasset.
De frie ender af voltmeterledningerne er forbundet til at måle den elektromotoriske kraft, der produceres af denne enkle celle. Emfen for denne type celler er 0,5V. For at udligne emk fra et alkalisk batteri er det nødvendigt at opbygge yderligere to celler og sammenføje de tre i serie, så der fås et 1,5 V batteri
Referencer
- Borneo, R. Galvaniske celler og elektrolytiske celler. Gendannes fra: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Generel kemi. PUCP. Gendannes fra: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introduktion til elektrokemi. Institut for Fysisk-kemi UNAM. Gendannes fra: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektrokemisk celle. Gendannet fra: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvanisk celle. Gendannet fra: es.wikipedia.com.