- Deli galvanske celice
- Delovanje
- Reakcije oksidacije in redukcije
- Solni most
- Potenciali oksidacije in redukcije
- Simbolična predstavitev galvanske celice
- Prijave
- Galvanska celica v vsakdanjem življenju
- Izdelava domače galvanske celice
- materiali
- Proces
- Reference
Galvanska celica ali napetostni celica tipa elektrokemične celice, ki sestoji iz dveh različnih kovin potopi v dveh polovic celicah, pri katerem spojino v raztopini aktivira spontano reakcijo.
Nato se ena od kovin v eni od pol celic oksidira, kovina pa v drugi polovici celice zmanjša, kar povzroči izmenjavo elektronov skozi zunanji tokokrog. To omogoča izkoriščanje električnega toka.
Slika 1. Shema in deli galvanske celice. Vir: corinto.pucp.edu.pe.
Ime "galvanska celica" je v čast enemu od pionirjev eksperimentiranja z elektriko: italijanskemu zdravniku in fiziologu Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani je leta 1780 odkril, da če se kabli različnih kovin združijo na enem koncu in prosti konci stopijo v stik s kopico (mrtve) žabe, potem pride do krčenja.
Vendar je prvi gradil elektrokemično celico za proizvodnjo električne energije Italijan Alessandro Volta (1745-1827) leta 1800 in s tem tudi alternativno ime voltaične celice.
Deli galvanske celice
Deli galvanske celice so prikazani na sliki 1 in so naslednji:
1.- Anodna polkrogla
2.- Anodna elektroda
3.- Anodna raztopina
4.- katodna polkroglica
5.- Katoda elektroda
6.- Katodna raztopina
7.- Slani most
8.- Kovinski dirigent
9.- Voltmeter
Delovanje
Za razlago delovanja galvanske celice bomo uporabili spodnjo:
Slika 2. Didaktični model galvanske celice. Vir: slideserve.com
Temeljna ideja galvanske celice je, da je kovina, ki je pod oksidacijsko reakcijo, fizično ločena od kovine, ki se reducira, in sicer tako, da pride do izmenjave elektronov preko zunanjega prevodnika, ki omogoča izkoriščanje toka električnega toka oz. na primer vklopiti žarnico ali led.
Na sliki 2 je v levi polovici celice kovinski bakreni (Cu) trak, potopljen v raztopino bakrovega sulfata (CuS0 4 ), v desni polceli pa je potopljen cinkov (Zn) trak raztopina cinkovega sulfata (ZnSO 4 ).
Upoštevati je treba, da je v vsaki polovici celice vsaka kovina v dveh oksidacijskih stanjih: nevtralni kovinski atomi in kovinski ioni soli iste kovine v raztopini.
Če kovinskih trakov ne povezuje zunanja prevodna žica, se obe kovini v njunih celicah oksidirata ločeno.
Ker pa so električno povezani, se zgodi, da bo pri Zn prišlo do oksidacije, medtem ko bo v Cu nastala redukcijska reakcija. To je zato, ker je stopnja oksidacije cinka večja od stopnje bakra.
Kovina, ki se oksidira, kovini daje elektrone, ki se zmanjšajo skozi zunanji vodnik in ta tok se lahko izkoristi.
Reakcije oksidacije in redukcije
Reakcija, ki se pojavi na desni strani med elektrodo cinkove kovine in vodno raztopino cinkovega sulfata, je naslednja:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Cink atom (trden) na površini anodne elektrode v desni polovici celice, stimuliran s pozitivnimi ioni cinka v raztopini, odda dva elektrona in se odcepi od elektrode, preide v vodno raztopino kot dvojni pozitivni ion cink.
Zavedamo se, da je bil neto rezultat, da je nevtralen cink atom iz kovine skozi izgubo dveh elektronov postal cink ion, ki doda vodni raztopini, tako da je cink palica izgubila en atom in raztopina pridobila pozitiven dvojni ion.
Sproščeni elektroni se bodo raje premikali po zunanji žici proti kovini druge pozitivno nabite pol-celice (katoda +). Cink palica izgublja maso, saj njeni atomi postopoma prehajajo v vodno raztopino.
Oksidacija cinka lahko povzamemo na naslednji način:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reakcija, ki se pojavi na levi strani, je podobna, vendar baker v vodni raztopini zajame dva elektrona (ki prihaja iz druge polovice) in se odloži na bakreno elektrodo. Ko atom pobere elektrone, naj bi se zmanjšal.
Reakcija redukcije bakra je napisana tako:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Bakrena palica pridobiva maso, saj ioni raztopine prehajajo v drog.
Oksidacija se pojavi na anodi (negativna), kar odbija elektrone, medtem ko se redukcija zgodi na katodi (pozitivni), ki privlači elektrone. Izmenjava elektronov poteka prek zunanjega prevodnika.
Solni most
Solni most uravnoteži naboje, ki se nabirajo v dveh pol celicah. Pozitivni ioni se kopičijo v anodni polovici celice, v katodni celici pa ostane presežek negativnih sulfatnih ionov.
Za solni most uporabimo raztopino soli (na primer natrijevega klorida ali kalijevega klorida), ki ne posega v reakcijo, ki je v obrnjeni cevi v obliki črke U, katere konci so zamašeni s steno poroznega materiala.
Edini namen solnega mostu je, da se ioni filtrirajo v vsako celico, uravnotežijo ali nevtralizirajo odvečni naboj. Na ta način se skozi solni most, skozi solne ione ustvari tok, ki zapre električni tokokrog.
Potenciali oksidacije in redukcije
Standardni potenciali oksidacije in redukcije so tisti, ki nastanejo na anodi in katodi pri temperaturi 25 ° C in z raztopinami koncentracije 1M (en mol).
Za cink je njegov standardni oksidacijski potencial E oks = +0,76 V. Medtem ko je standardni redukcijski potencial bakra E rdeč = +0,34 V. Elektromotorna sila (emf), ki jo proizvaja ta galvanska celica, je : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V
Globalno reakcijo galvanske celice lahko zapišemo takole:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Upoštevajoč sulfat je neto reakcija:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfat je mimoidoči, kovine pa izmenjujejo elektrone.
Simbolična predstavitev galvanske celice
Galvanska celica na sliki 2 je simbolično predstavljena na naslednji način:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Po kovini kovina, ki oksidira in tvori anodo (-), je vedno postavljena na levi strani, njen ion v vodnem stanju pa je ločen s palico (-). Anodna polovica je od katodne ločena z dvema palicama (-), ki predstavljata solni most. Na desni je nameščena kovinska polovica, ki je zmanjšana in tvori katodo (+).
Pri simbolični predstavitvi galvanske celice je levi konec vedno kovina, ki oksidira, kovina, ki se reducira, pa postavljena na desni konec (v trdnem stanju). Treba je opozoriti, da so na sliki 2 polovice celic v obratnem položaju glede na običajni simbolni prikaz.
Prijave
Če poznamo standardne oksidacijske potenciale različnih kovin, je mogoče določiti elektromotorno silo, ki jo bo ustvarila galvanska celica, zgrajena s temi kovinami.
V tem razdelku bomo uporabili tisto, kar je bilo navedeno v prejšnjih razdelkih za izračun neto elektromotorne sile celice, zgrajene z drugimi kovinami.
Kot primer uporabe štejemo galvansko celico železa (Fe) in bakra (Cu). Kot podatki so podane naslednje reakcije redukcije in njihov standardni redukcijski potencial, to je pri 25 ° C in koncentraciji 1M:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). E1 omrežje = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rdeča = +0,34 V
Poišče se neto elektromotorna sila, ki jo proizvede naslednja galvanska celica:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
V tej celici železo oksidira in je anoda galvanske celice, medtem ko baker zmanjšuje in je katoda. Oksidacijski potencial železa je enak, vendar nasprotni njegovemu redukcijskemu potencialu, to je E1 oxd = +0,44.
Za pridobitev elektromotorne sile, ki jo ustvarja ta galvanska celica, dodamo oksidacijski potencial železa z redukcijskim potencialom bakra:
emf = E1 oxd + E2 rdeča = -E1 rdeča + E2 rdeča = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V
Galvanska celica v vsakdanjem življenju
Galvanske celice za vsakodnevno uporabo se po obliki zelo razlikujejo od tistega, kar se uporablja kot didaktični model, vendar je njihovo načelo delovanja enako.
Najpogosteje uporabljena celica je alkalna baterija 1,5 V v različnih predstavitvah. Prvo ime prihaja, ker gre za niz celic, ki so zaporedno povezane, da se poveča emf.
Litijeve baterije za polnjenje prav tako temeljijo na istem principu dela kot galvanske celice in so tiste, ki se uporabljajo v pametnih telefonih, ročnih urah in drugih napravah.
Na enak način so svinčene baterije za avtomobile, motocikle in čolne 12V in temeljijo na istem principu delovanja galvanske celice.
Galvanske celice se uporabljajo v estetiki in pri regeneraciji mišic. Obstajajo tretmaji obraza, ki sestojijo iz navajanja toka skozi dve elektrodi v obliki valjčka ali krogle, ki kožo očistijo in tonirajo.
Trenutni impulzi se uporabljajo tudi za regeneracijo mišic pri ljudeh, ki so v prostaciji.
Izdelava domače galvanske celice
Obstaja veliko načinov za gradnjo domače galvanske celice. Ena najpreprostejših je uporaba kisa kot raztopine, jeklenih žebljev in bakrenih žic.
materiali
-Podrobne plastične skodelice
-Belo kis
-Dve jeklene vijake
-Dva kosa gole bakrene žice (brez izolacije ali laka)
-Voltmeter
Proces
-V kisu napolnite ¾ dele kozarca.
-Zdvojite dva jeklena vijaka z več zavojev žice in pustite kos žice odvečen.
Nepokrit konec bakrene žice je upognjen v obrnjeno obliko U, tako da počiva na robu kozarca, vijaki pa so potopljeni v kis.
Slika 3. Domača galvanska celica in multimeter. Vir: youtube.com
Drugi kos bakrene žice je upognjen tudi v obrnjenem U in je obešen na robu kozarca v položaju, ki je diametralno nasproten potopljenim vijakom, tako da je del bakra znotraj kisa, drugi del bakrene žice pa zunaj. kozarca.
Prosti konci vodnikov voltmetra so povezani za merjenje elektromotorne sile, ki jo ustvarja ta preprosta celica. Emf te celice je 0,5 V. Za izenačitev emf alkalne baterije je potrebno sestaviti še dve celici in tri zaporedno povezati, tako da dobimo 1,5V baterijo
Reference
- Borneo, R. Galvanic in elektrolitske celice. Pridobljeno iz: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Splošna kemija. PUCP. Pridobljeno: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Uvod v elektrokemijo. Oddelek za fizikalno kemijo UNAM. Pridobljeno: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedija. Elektrokemična celica. Pridobljeno: es.wikipedia.com.
- Wikipedija. Galvanska celica. Pridobljeno: es.wikipedia.com.