Galvanisk cell

Galvanisk cell utan katjonflöde

En galvanisk cell eller voltaisk cell , uppkallad efter forskarna Luigi Galvani respektive Alessandro Volta , är en elektrokemisk cell i vilken en elektrisk ström genereras från spontana oxidations-reduktionsreaktioner . En vanlig apparat består i allmänhet av två olika metaller, var och en nedsänkt i separata bägare innehållande deras respektive metalljoner i lösning som är förbundna med en saltbrygga eller separerade av ett poröst membran.

Volta var uppfinnaren av den voltaiska högen , det första elektriska batteriet . I vanlig användning har ordet "batteri" kommit att omfatta en enda galvanisk cell, men ett batteri består egentligen av flera celler.

Historia

År 1780 upptäckte Luigi Galvani att när två olika metaller (t.ex. koppar och zink) är i kontakt och sedan båda berörs samtidigt med två olika delar av en muskel i ett grodben, för att stänga kretsen, grodbenet kontrakt. Han kallade detta " djurelektricitet ". Grodbenet, förutom att vara en detektor för elektrisk ström, var också elektrolyten ( för att använda språket i modern kemi).

Ett år efter att Galvani publicerade sitt arbete (1790) visade Alessandro Volta att grodan inte var nödvändig, utan använde istället en kraftbaserad detektor och saltlakeindränkt papper (som elektrolyt). (Tidigare hade Volta fastställt kapacitanslagen C = Q / V med kraftbaserade detektorer). 1799 uppfann Volta den voltaiska högen, som är en stapel av galvaniska celler som var och en består av en metallskiva, ett elektrolytskikt och en skiva av en annan metall. Han byggde den helt och hållet av icke-biologiskt material för att utmana Galvanis (och den senare experimenteraren Leopoldo Nobili ) djurelektricitetsteori till förmån för hans egen metall-metall-kontaktelektricitetsteori. Carlo Matteucci i sin tur konstruerade ett batteri helt av biologiskt material som svar på Volta. Voltas kontaktelsyn karakteriserade varje elektrod med ett nummer som vi nu skulle kalla elektrodens arbetsfunktion. Denna uppfattning ignorerade de kemiska reaktionerna vid elektrod-elektrolyt-gränssnitten, som inkluderar H _{2 -} bildning på den mer ädla metallen i Voltas hög.

Även om Volta inte förstod funktionen av batteriet eller den galvaniska cellen, banade dessa upptäckter vägen för elektriska batterier; Voltas cell utsågs till en IEEE Milestone 1999.

visade Faraday (se Faradays elektrolyslagar ) att den galvaniska cellen – som nu ofta kallas en voltaisk cell – var kemisk till sin natur. Faraday introducerade ny terminologi till kemispråket: elektrod ( katod och anod ), elektrolyt och jon ( katjon och anjon ). Således trodde Galvani felaktigt att källan till elektricitet (eller källan till elektromotorisk kraft (emk), eller sätet för emk) fanns i djuret, Volta trodde felaktigt att det låg i de fysiska egenskaperna hos de isolerade elektroderna, men Faraday identifierade korrekt källan till emk som de kemiska reaktionerna vid de två elektrod-elektrolytgränssnitten. Det auktoritativa arbetet om den voltaiska cellens intellektuella historia förblir det av Ostwald.

Det föreslogs av Wilhelm König 1940 att föremålet känt som Bagdadbatteriet kan representera galvanisk cellteknik från det antika Parthia . Repliker fyllda med citronsyra eller druvjuice har visat sig producera en spänning. Det är dock långt ifrån säkert att detta var dess syfte — andra forskare har påpekat att det är mycket likt kärl som man vet har använts för förvaring av pergamentsrullar.

Principer

Schematisk Zn-Cu galvanisk cell

Galvaniska celler är förlängningar av spontana redoxreaktioner, men har endast utformats för att utnyttja energin som produceras från nämnda reaktion. Till exempel, när man nedsänker en remsa av zinkmetall (Zn) i en vattenlösning av kopparsulfat (CuSO ₄ ), kommer mörkfärgade fasta avlagringar att samlas på ytan av zinkmetallen och den blå färgen som är karakteristisk för Cu ²⁺ jon försvinner från lösningen. Avsättningarna på ytan av zinkmetallen består av kopparmetall, och lösningen innehåller nu zinkjoner. Denna reaktion representeras av

Zn (s) + Cu ²⁺ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + Cu (s)

I denna redoxreaktion oxideras Zn till Zn ²⁺ och Cu ²⁺ reduceras till Cu. När elektroner överförs direkt från Zn till Cu ²⁺ förloras reaktionsentalpin till omgivningen som värme . Men samma reaktion kan utföras i en galvanisk cell, vilket gör att en del av den kemiska energin som frigörs kan omvandlas till elektrisk energi. I sin enklaste form består en halvcell av en solid metall (kallad elektrod ) som är nedsänkt i en lösning; lösningen innehåller katjoner (+) av elektrodmetallen och anjoner (−) för att balansera laddningen av katjonerna. Helcellen består av två halvceller, vanligtvis förbundna med ett semipermeabelt membran eller av en saltbrygga som förhindrar jonerna av den ädlare metallen från att plätering ut vid den andra elektroden.

Ett specifikt exempel är Daniell-cellen (se figur), med en zink (Zn) halvcell innehållande en lösning av ZnSO ₄ (zinksulfat) och en koppar (Cu) halvcell innehållande en lösning av CuSO ₄ (kopparsulfat) . En saltbrygga används här för att slutföra den elektriska kretsen.

Om en extern elektrisk ledare förbinder koppar- och zinkelektroderna, löses zink från zinkelektroden i lösningen som Zn ²⁺ -joner (oxidation) och frigör elektroner som kommer in i den yttre ledaren. För att kompensera för den ökade zinkjonkoncentrationen lämnar zinkjoner via saltbryggan och anjoner kommer in i zinkhalvcellen. I kopparhalvcellen placerar kopparjonerna på kopparelektroden (reduktion), och tar upp elektroner som lämnar den yttre ledaren. Eftersom Cu ²⁺ joner (katjoner) placerar på kopparelektroden, kallas den senare katoden . På motsvarande sätt är zinkelektroden anoden . Den elektrokemiska reaktionen är

${\ce {Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2 +}(aq) + Cu(s)}}$

Detta är samma reaktion som i föregående exempel. Dessutom strömmar elektroner genom den yttre ledaren, som är den primära tillämpningen av den galvaniska cellen.

Som diskuterats under cellspänning är cellens elektromotoriska kraft skillnaden mellan halvcellspotentialerna, ett mått på den relativa lättheten att lösa upp de två elektroderna i elektrolyten. Emk beror på både elektroderna och på elektrolyten, en indikation på att emk är kemisk till sin natur.

Hälften reaktioner och konventioner

En halvcell innehåller en metall i två oxidationstillstånd . Inuti en isolerad halvcell finns en oxidations-reduktion (redox) reaktion som är i kemisk jämvikt , ett tillstånd skrivet symboliskt enligt följande (här representerar "M" en metallkatjon, en atom som har en laddningsobalans på grund av förlust av " n " elektroner):

M ^{n +} (oxiderade arter) + n e ⁻ ⇌ M (reducerade arter)

En galvanisk cell består av två halvceller, så att elektroden i en halvcell består av metall A, och elektroden i den andra halvcellen är sammansatt av metall B; redoxreaktionerna för de två separata halvcellerna är således:

A ^{n +} + n e ⁻ ⇌ A

B ^{m +} + m e ⁻ ⇌ B

Den övergripande balanserade reaktionen är:

m A + n B ^{m +} ⇌ n B + m A ^{n +}

Med andra ord, metallatomerna i en halvcell oxideras medan metallkatjonerna i den andra halvcellen reduceras. Genom att separera metallerna i två halvceller kan deras reaktion kontrolleras på ett sätt som tvingar överföring av elektroner genom den externa kretsen där de kan göra användbart arbete .

• Elektroderna är förbundna med en metalltråd för att leda elektronerna som deltar i reaktionen.

I en halvcell kombineras lösta metall-B-katjoner med de fria elektronerna som är tillgängliga vid gränsytan mellan lösningen och metall-B-elektroden; dessa katjoner neutraliseras därigenom, vilket får dem att fällas ut från lösningen som avlagringar på metall-B-elektroden, en process som kallas plätering .

Denna reduktionsreaktion gör att de fria elektronerna genom metall-B-elektroden, tråden och metall-A-elektroden dras in i metall-B-elektroden. Följaktligen brottas elektroner bort från några av atomerna i metall-A-elektroden, som om metall-B-katjonerna reagerade direkt med dem; dessa metall-A-atomer blir katjoner som löses upp i den omgivande lösningen.

När denna reaktion fortsätter utvecklar halvcellen med metall-A-elektroden en positivt laddad lösning (eftersom metall-A-katjonerna löses upp i den), medan den andra halvcellen utvecklar en negativt laddad lösning (eftersom metall-B-katjonerna fälls ut ur det och lämnar efter sig anjonerna); oförminskad skulle denna obalans i ledningen stoppa reaktionen. Halvcellernas lösningar är förbundna med en saltbrygga eller en porös platta som låter joner passera från den ena lösningen till den andra, vilket balanserar laddningarna i lösningarna och låter reaktionen fortsätta.

Per definition:

• Anoden är elektroden där oxidation (förlust av elektroner) äger rum (metall-A-elektrod) ; i en galvanisk cell är det den negativa elektroden, för när oxidation sker lämnas elektroner kvar på elektroden. Dessa elektroner strömmar sedan genom den externa kretsen till katoden (positiv elektrod) (medan vid elektrolys driver en elektrisk ström elektronflödet i motsatt riktning och anoden är den positiva elektroden).
• Katoden är elektroden där reduktion (förstärkning av elektroner) äger rum (metall-B-elektrod) ; i en galvanisk cell är det den positiva elektroden, eftersom joner reduceras genom att ta upp elektroner från elektroden och plåta ut (medan vid elektrolys är katoden den negativa terminalen och attraherar positiva joner från lösningen). I båda fallen är påståendet " kathodet attraherar katjoner " sant.

Galvaniska celler producerar till sin natur likström . Weston -cellen har en anod som består av kadmiumkvicksilveramalgam och en katod som består av rent kvicksilver . Elektrolyten är en (mättad) lösning av kadmiumsulfat . Depolarisatorn är en pasta av kvicksilversulfat . När elektrolytlösningen är mättad är cellens spänning mycket reproducerbar; 1911 antogs den därför som en internationell standard för spänning.

Ett batteri är en uppsättning galvaniska celler som är sammankopplade för att bilda en enda spänningskälla. Till exempel har ett typiskt 12V blybatteri sex galvaniska celler kopplade i serie med anoderna som består av bly och katoder som består av blydioxid, båda nedsänkta i svavelsyra . Stora batterirum , till exempel i en telefonväxel som tillhandahåller strömförsörjning från centralkontoret till användarens telefoner, kan ha celler kopplade både i serie och parallellt.

Cellspänning

Spänningen ( elektromotorisk kraft E ^o ) som produceras av en galvanisk cell kan uppskattas från standard Gibbs fria energiförändring i den elektrokemiska reaktionen enligt:

$$E_{\text{cell}}^{o}=-\Delta _{r}G^{o}/(\nu _{e }F)$$

där ν _e är antalet elektroner som överförs i de balanserade halvreaktionerna, och F är Faradays konstant . Det kan emellertid bestämmas mer bekvämt genom användning av en standardpotentialtabell för de två involverade halvcellerna . Det första steget är att identifiera de två metallerna och deras joner som reagerar i cellen. Sedan slår man upp standardelektrodpotentialen , E ^o , i volt , för var och en av de två halvreaktionerna . Cellens standardpotential är lika med det mer positiva E ^o- värdet minus det mer negativa Eo ^- värdet.

Till exempel, i figuren ovan är lösningarna CuSO ₄ och ZnSO ₄ . Varje lösning har en motsvarande metallremsa i sig och en saltbrygga eller porös skiva som förbinder de två lösningarna och låter SO
²⁻ ₄ joner rinna fritt mellan koppar- och zinklösningarna. För att beräkna standardpotentialen slår man upp koppar och zinks halvreaktioner och finner:

  Cu ²⁺ + 2
e ⁻
⇌ Cu E ^o = +0,34 V

  Zn ²⁺ + 2
e ⁻
⇌ Zn E ^o = −0,76 V

Den övergripande reaktionen är alltså:

Cu ²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn ²⁺

Standardpotentialen för reaktionen är då +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V. Cellens polaritet bestäms enligt följande. Zinkmetall är kraftigare reducerande än kopparmetall eftersom standarden (reduktions)potentialen för zink är mer negativ än för koppar. Således kommer zinkmetall att förlora elektroner till kopparjoner och utveckla en positiv elektrisk laddning. Jämviktskonstanten , K , för cellen ges av :

$$\ln K={\frac {\nu _{e}FE_{\text{cell}}^{o}}{RT}}$$

där F är Faraday-konstanten , R är gaskonstanten och T är temperaturen i kelvin . För Daniell-cellen K ungefär lika med 1,5 × 10 ³⁷ . Sålunda, vid jämvikt, överförs några elektroner, tillräckligt för att få elektroderna att laddas.

Faktiska halvcellspotentialer måste beräknas med hjälp av Nernst-ekvationen eftersom de lösta ämnena sannolikt inte är i sina standardtillstånd:

$$E_{\text{halvcell}}=E^{o}-{\frac {RT}{\nu _{e} F}}\ln _{e}Q$$

där Q är reaktionskvoten . När jonernas laddningar i reaktionen är lika, förenklas detta till:

$$E_{\text{halvcell}}=E^{o}-2.303{\frac {RT}{ \nu _{e}F}}\log _{10}\left\{{\text{M}}^{n+}\right\}$$

där {M ^{n +} } är aktiviteten för metalljonen i lösning. I praktiken används koncentration i mol/L i stället för aktivitet. Metallelektroden är i sitt standardtillstånd så per definition har den enhetsaktivitet. Potentialen för hela cellen erhålls som skillnaden mellan potentialerna för de två halvcellerna, så det beror på koncentrationerna av båda lösta metalljoner. Om koncentrationerna är desamma, $E_{\text{cell}}=E_{\text{cell}}^{o}$ och Nernst-ekvationen behövs inte under de förhållanden som antas här .

Värdet på 2,303 R / F är 1,9845 × 10 ⁻⁴ V/K , så vid 25 °C (298,15 K) kommer halvcellspotentialen att ändras med endast 0,05918 V/ ν _e om koncentrationen av en metalljon ökas eller minskat med en faktor 10.

$$E_{\text{halvcell}}=E^{o}-{\frac {0.05918\ {\text{ V}}}{\nu _{e}}}\log _{10}\left[{\text{M}}^{n+}\right]$$

Dessa beräkningar är baserade på antagandet att alla kemiska reaktioner är i jämvikt. När en ström flyter i kretsen uppnås inte jämviktsförhållanden och cellspänningen kommer vanligtvis att reduceras genom olika mekanismer, såsom utveckling av överpotentialer . Dessutom, eftersom kemiska reaktioner inträffar när cellen producerar energi, ändras elektrolytkoncentrationerna och cellspänningen reduceras. En konsekvens av standardpotentialernas temperaturberoende är att spänningen som produceras av en galvanisk cell också är temperaturberoende.

Galvanisk korrosion

Huvudartikel: Galvanisk korrosion

Galvanisk korrosion är elektrokemisk erosion av metaller. Korrosion uppstår när två olika metaller är i kontakt med varandra i närvaro av en elektrolyt , såsom saltvatten. Detta bildar en galvanisk cell, med vätgas som bildas på den mer ädla (mindre aktiva) metallen. Den resulterande elektrokemiska potentialen utvecklar sedan en elektrisk ström som elektrolytiskt löser upp det mindre ädla materialet. En koncentrationscell kan bildas om samma metall utsätts för två olika koncentrationer av elektrolyt.

Typer

• Koncentration cell
• Elektrolytisk cell
• Elektrokemisk cell
• Citronbatteri
• Termogalvanisk cell

Se även

• Bioelektrokemisk reaktor
• Vilande potential
• Bio-nano generator
• Cellnotation
• Desulfatering
• Elektrokemiteknik
• Elektrodpotential
• Elektrohydrogenes
• Elektrosyntes
• Enzymatisk biobränslecell
• Galvanisk serie
• Isotopelektrokemi
• Lista över batterityper
• Offeranod

externa länkar

• Hur man bygger ett galvaniskt cellbatteri från MiniScience.com
• Galvanic Cell , en animation
• Interaktiv animering av Galvanic Cell . Chemical Education Research Group, Iowa State University.
• Elektronöverföringsreaktioner och redoxpotentialer i GALVANISKA celler - vad händer med jonerna vid fasgränsen (NERNST, FARADAY) ( Video av SciFox på TIB AV-Portal)