- Komponenter i elektrokemiske celler
- Elektroder
- Elektrolytopløsning
- Saltvand bro
- Typer af elektrokemiske celler, og hvordan de fungerer
- Galvanisk
- elektrolytisk
- eksempler
- Daniel's celle
- Platinhydrogencelle
- Downs celle
- Referencer
De elektrokemiske celler er enheder, hvor kemiske reaktioner passerer, hvor den kemiske energi omdannes til elektrisk energi eller omvendt. Disse celler udgør hjertet af elektrokemi, idet sjælen er den potentielle udveksling af elektroner, der spontant eller ikke kan forekomme mellem to kemiske arter.
En af de to arter oxiderer, mister elektroner, mens den anden reduceres og får de overførte elektroner. Almindeligvis er den art, der reduceres, en metallisk kation i opløsning, der ved at få elektroner ender med at blive deponeret elektrisk på en elektrode lavet af det samme metal. På den anden side er arten, der oxiderer, et metal, der omdannes til metalkationer.
Diagram til en elektrokemisk celle fra Daniel. Kilde: Rehua
For eksempel repræsenterer billedet ovenfor Daniels celle: den enkleste af alle elektrokemiske celler. Den metalliske zinkelektrode oxiderer og frigiver Zn 2+ -kationer i det vandige medium. Dette sker i ZnSO 4- containeren til venstre.
Til højre, opløsningen indeholdende CuSO 4 er reduceret, omdanne de Cu 2+ kationer til metallisk kobber, der er deponeret på kobber elektrode. Under udviklingen af denne reaktion bevæger elektronerne sig gennem et eksternt kredsløb, der aktiverer dets mekanismer; og derfor leverer elektrisk energi til driften af et team.
Komponenter i elektrokemiske celler
Elektroder
Elektriske strømme genereres eller forbruges i elektrokemiske celler. For at sikre en tilstrækkelig strøm af elektroner skal der være materialer, der er gode ledere af elektricitet. Det er her elektroderne og det eksterne kredsløb kommer ind, forsynet med ledninger i kobber, sølv eller guld.
Elektroderne er de materialer, der giver den overflade, hvor reaktionerne finder sted i de elektrokemiske celler. Der er to typer afhængigt af den reaktion, der opstår i dem:
-Node, elektrode, hvor oxidation finder sted
-Katode, elektrode, hvor reduktion finder sted
Elektroderne kan være lavet af et reagerende materiale, som i tilfældet med Daniels celle (zink og kobber); eller af et inert materiale, som det sker, når de er lavet af platin eller grafit.
Elektronerne frigivet af anoden skal nå katoden; men ikke gennem en løsning, men gennem et metallisk kabel, der forbinder begge elektroder til et eksternt kredsløb.
Elektrolytopløsning
Opløsningen, der omgiver elektroderne, spiller også en vigtig rolle, da den er beriget med stærke elektrolytter; såsom: KCl, KNO 3, NaCl osv. Disse ioner favoriserer til en vis grad migrationen af elektroner fra anoden mod katoden, såvel som deres ledning gennem elektrodernes nærhed for at interagere med arten, der skal reduceres.
Havvand leder for eksempel elektricitet meget bedre end destilleret vand med en lavere koncentration af ioner. Derfor har elektrokemiske celler en stærk elektrolytopløsning blandt deres komponenter.
Saltvand bro
Opløsningens ioner begynder at omringe elektroderne, hvilket forårsager en polarisering af ladningerne. Opløsningen omkring katoden begynder at blive negativt ladet, når kationerne reduceres; i tilfælde af Daniel-cellen, Cu 2+ -kationerne, når de aflejres som metallisk kobber på katoden. Således begynder der at være et underskud på positive gebyrer.
Det er her saltbroen griber ind for at afbalancere ladningerne og forhindre elektroderne i at polarisere. Mod katodens side eller rum, vil kationer af saltbroen vandre, enten K + eller Zn 2+, for at erstatte den forbrugte Cu 2+. I mellemtiden vil NO 3 - anioner migrere fra saltbroen mod anodekammeret for at neutralisere den stigende koncentration af Zn 2+ kationer.
Saltbroen er sammensat af en mættet opløsning af salte, med dens ender dækket af en gel, der er permeabel for ioner, men uigennemtrængelig for vand.
Typer af elektrokemiske celler, og hvordan de fungerer
Hvordan en elektrokemisk celle fungerer afhænger af, hvilken type den er. Der er dybest set to typer: galvanisk (eller voltaisk) og elektrolytisk.
Galvanisk
Daniels celle er et eksempel på en galvanisk elektrokemisk celle. I dem forekommer reaktionerne spontant, og batteriets potentiale er positivt; jo større potentiale, jo mere elektricitet vil cellen levere.
Celler eller batterier er nøjagtigt galvaniske celler: det kemiske potentiale mellem de to elektroder omdannes til elektrisk energi, når et eksternt kredsløb griber ind, der forbinder dem. Således migrerer elektronerne fra anoden, antænder det udstyr, som batteriet er forbundet til, og returneres direkte til katoden.
elektrolytisk
Elektrolytiske celler er dem, hvis reaktioner ikke forekommer spontant, medmindre de leveres med elektrisk energi fra en ekstern kilde. Her forekommer det modsatte fænomen: elektricitet tillader ikke-spontane kemiske reaktioner at udvikle sig.
En af de bedst kendte og mest værdifulde reaktioner, der finder sted inden for denne type celle, er elektrolyse.
Genopladelige batterier er eksempler på elektrolytiske celler og samtidig galvaniske celler: De genoplades for at vende deres kemiske reaktioner og genindføre de oprindelige betingelser for genbrug.
eksempler
Daniel's celle
Følgende kemiske ligning svarer til reaktionen i Daniels celle, hvor zink og kobber deltager:
Zn (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu (s)
Men kationerne Cu 2+ og Zn 2+ er ikke alene, men ledsages af anionerne SO 4 2-. Denne celle kan repræsenteres som følger:
Zn - ZnSO 4 - - CuSO 4 - Cu
Daniels celle kan bygges i ethvert laboratorium og er meget tilbagevendende som praksis i introduktionen af elektrokemi. Cu 2+ aflejres som Cu, den blå farve af CuSO 4 opløsning vil gradvist fade.
Platinhydrogencelle
Forestil dig en celle, der forbruger brintgas, producerer metallisk sølv og samtidig leverer elektricitet. Dette er platin- og brintcellen, og dens generelle reaktion er som følger:
2AgCl (s) + H 2 (g) → 2Ag (s) + 2H + + 2Cl -
Her i anodekammeret har vi en inert platinelektrode, nedsænket i vand og pumpet i gasformigt brint. H 2 oxideres til H + og giver sine elektroner til den mælkeagtige AgCI bundfald i katoderummet med et metallisk sølv elektrode. På dette sølv reduceres AgCl, og massen af elektroden vil stige.
Denne celle kan repræsenteres som:
Pt, H 2 - H + - - Cl -, AgCl - Ag
Downs celle
Og til sidst har vi blandt de elektrolytiske celler den af smeltet natriumchlorid, bedre kendt som Downs-cellen. Her bruges elektricitet til at flytte et volumen smeltet NaCl gennem elektroderne, hvilket forårsager følgende reaktioner:
2Na + (l) + 2e - → 2Na (s) (katode)
2Cl - (l) → Cl 2 (g) + 2e - (anode)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl 2 (g) (global reaktion)
Takket være elektricitet og natriumchlorid kan metallisk natrium og klorgas således fremstilles.
Referencer
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8. udgave). CENGAGE Læring.
- Wikipedia. (2020). Elektrokemisk celle. Gendannet fra: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (29. januar 2020). Elektrokemiske celler. Gendannes fra: thoughtco.com
- R. Ship. (Sf). Elektrokemiske celler. Gendannes fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Chemicool. (2017). Definition af elektrokemisk celle. Gendannes fra: chemicool.com
- Patricia Jankowski. (2020). Hvad er en elektrokemisk celle? - Struktur og anvendelser. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
- Alkymi (3. marts 2011). Elektrokemiske celler. Kemi og videnskab. Gendannes fra: laquimicaylaciencia.blogspot.com