- Delar av den galvaniska cellen
- fungerande
- Oxidations- och reduktionsreaktioner
- Saltbron
- Oxidations- och reduktionspotentialer
- Symbolisk representation av en galvanisk cell
- tillämpningar
- Den galvaniska cellen i vardagen
- Konstruktion av en hemlagad galvanisk cell
- material
- Bearbeta
- referenser
Den galvaniska cellen eller den voltaiska cellen är en typ av elektrokemisk cell som består av två olika metaller nedsänkta i två halva celler, där en förening i lösning aktiverar en spontan reaktion.
Sedan oxideras en av metallerna i en av halvcellerna medan metallen i den andra halva cellen reduceras, vilket ger ett utbyte av elektroner genom en extern krets. Detta gör det möjligt att dra fördel av den elektriska strömmen.
Figur 1. Schema och delar av en galvanisk cell. Källa: corinto.pucp.edu.pe.
Namnet "galvanisk cell" är för en av pionjärerna i experiment med el: den italienska läkaren och fysiologen Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani upptäckte 1780 att om kablar av olika metaller förenades i ena änden och de fria ändarna bringades i kontakt med hacket från en (död) groda, inträffade en sammandragning.
Den första som byggde en elektrokemisk cell för att producera el var emellertid också italienska Alessandro Volta (1745-1827) år 1800 och därmed det alternativa namnet på voltaicell.
Delar av den galvaniska cellen
Delarna av en galvanisk cell visas i figur 1 och är enligt följande:
1.- Anodisk semicell
2.- Anodisk elektrod
3.- Anodlösning
4.- Cathode semicell
5.- Katodelektrod
6.- Katodisk lösning
7.- Saltbron
8.- Metallisk ledare
9.- Voltmeter
fungerande
För att förklara hur en galvanisk cell fungerar kommer vi att använda den nedre:
Figur 2. Didaktisk modell av galvanisk cell. Källa: slideserve.com
Den grundläggande idén med en galvanisk cell är att metallen som genomgår oxidationsreaktionen fysiskt separeras från metallen som reduceras, på ett sådant sätt att utbytet av elektroner sker genom en extern ledare som gör det möjligt att dra nytta av flödet av elektrisk ström, till exempel för att slå på en glödlampa eller led.
I figur 2, i den vänstra halv-cell finns en metallisk koppar (Cu) tejpen indränkt i en kopparsulfatlösning (CuS0 4 ), medan i den högra halv-cell finns det en zink (Zn) tejp nedsänkt i en lösning av zinksulfat (ZnSO 4 ).
Det bör noteras att i varje halvcell är metallen hos var och en närvarande i två oxidationstillstånd: de neutrala metallatomerna och metalljonerna av saltet av samma metall i lösning.
Om metallbanden inte förenas med en yttre ledande tråd oxideras båda metallerna separat i sina respektive celler.
Eftersom de är elektriskt anslutna händer det emellertid att oxidation kommer att ske i Zn medan det kommer att bli en reduktionsreaktion i Cu. Detta beror på att oxidationsgraden av zink är större än koppar.
Metallen som oxideras ger elektroner till metallen som reduceras genom den yttre ledaren och detta strömflöde kan utnyttjas.
Oxidations- och reduktionsreaktioner
Reaktionen som sker på höger sida mellan zinkmetallelektroden och den vattenhaltiga zinksulfatlösningen är som följer:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2 + 2 e -
En zinkatom (fast) på ytan av anodelektroden i den högra halvcellen, stimulerad av de positiva jonerna av zink i lösning, ger upp två elektroner och lösgörs från elektroden och passerar in i den vattenhaltiga lösningen som en dubbel positiv jon av zink.
Vi inser att nettoresultatet var att en neutral zinkatom från metallen, genom förlusten av två elektroner, blev en zinkjon som bidrar till den vattenhaltiga lösningen, så att zinkstaven förlorade en atom och lösningen erhöll en positiv dubbeljon.
De frigjorda elektronerna föredrar att röra sig genom den yttre tråden mot metallen hos den andra positivt laddade halvcellen (katod +). Zinkstången förlorar massan när dess atomer gradvis passerar in i den vattenhaltiga lösningen.
Zinkoxidation kan sammanfattas enligt följande:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reaktionen som inträffar på vänster sida är liknande, men koppar i vattenlösningen fångar upp två elektroner (kommer från den andra halvcellen) och avsätts på kopparelektroden. När en atom plockar upp elektroner sägs den vara reducerad.
Kopparreduktionsreaktionen är skriven så här:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Kopparstången får massa när lösningens joner passerar till stången.
Oxidation sker vid anoden (negativ), som avvisar elektroner, medan reduktion sker vid katoden (positiv), som lockar elektroner. Elektronbyte sker genom den yttre ledaren.
Saltbron
Saltbron balanserar laddningarna som samlas i de två halva cellerna. Positiva joner ackumuleras i den anodiska halva cellen, medan det i den katodiska cellen finns ett överskott av negativa sulfatjoner kvar.
För saltbryggan används en lösning av ett salt (såsom natriumklorid eller kaliumklorid) som inte ingriper i reaktionen, som är i ett inverterat U-format rör med dess ändar pluggade med en vägg av poröst material.
Saltbronets enda syfte är att jonerna ska filtrera in i varje cell, balansera eller neutralisera överskottsladdningen. På detta sätt produceras ett ström genom saltbryggan, genom saltjonerna, som stänger den elektriska kretsen.
Oxidations- och reduktionspotentialer
Standardoxidations- och reduktionspotentialer förstås vara de som förekommer vid anoden och katoden vid en temperatur av 25 ° C och med lösningar med 1 M koncentration (en molär).
För zink är dess standardoxidationspotential E ox = +0,76 V. Medan standardreduktionspotentialen för koppar är E röd = +0,34 V. Elektromotorkraften (emf) som produceras av denna galvaniska cell är : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Den galvaniska cellens globala reaktion kan skrivas så här:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Med hänsyn till sulfat är nettreaktionen:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25 ° C → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfat är en åskådare medan metaller byter ut elektroner.
Symbolisk representation av en galvanisk cell
Den galvaniska cellen i figur 2 representeras symboliskt enligt följande:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1 M) - Cu 2+ (aq) (1 M) -Cu o (s)
I enlighet med konventionen placeras alltid metallen som oxiderar och bildar anoden (-) till vänster, och dess jon i det vattenhaltiga tillståndet separeras av en stapel (-). Den anodiska halvcellen separeras från den katodiska en med två staplar (-) som representerar saltbron. Till höger placeras metallhalvcellen som reduceras och bildar katoden (+).
I den symboliska framställningen av en galvanisk cell är den yttersta vänstern alltid den metall som oxideras och den reducerade metallen placeras längst till höger (i fast tillstånd). Det bör noteras att i figur 2 är halvcellerna i omvänd position med avseende på den konventionella symboliska representationen.
tillämpningar
Genom att känna till standardoxidationspotentialerna för olika metaller är det möjligt att bestämma den elektromotoriska kraften som en galvanisk cell byggd med dessa metaller kommer att producera.
I det här avsnittet kommer vi att tillämpa vad som anges i de föregående avsnitten för att beräkna nettomotorisk kraft för en cell tillverkad av andra metaller.
Som exempel på tillämpning betraktar vi en galvanisk cell av järn (Fe) och koppar (Cu). Som data ges följande reduktionsreaktioner och deras standardreduktionspotential, det vill säga vid 25 ° C och 1M koncentration:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). E1- nätverk = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 röd = +0,34 V
Det uppmanas att hitta den elektromotoriska kraften som produceras av följande galvaniska cell:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
I denna cell oxiderar järnet och är den galvaniska cellens anod, medan kopparen minskar och är katoden. Järnets oxidationspotential är lika med men motsatt till dess reduktionspotential, det vill säga E1 oxd = +0,44.
För att få elektromotorkraften som produceras av denna galvaniska cell lägger vi till oxidationspotentialen för järn med kopparens reduktionspotential:
emf = E1 oxd + E2 röd = -E1 röd + E2 röd = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Den galvaniska cellen i vardagen
Galvaniska celler för vardagsbruk är mycket olika i formen än vad som används som en didaktisk modell, men deras funktionsprincip är densamma.
Den mest använda cellen är 1,5V alkaliskt batteri i sina olika presentationer. Förnamnet kommer eftersom det är en uppsättning celler anslutna i serie för att öka emk.
Uppladdningsbara litiumbatterier baseras också på samma arbetsprincip som galvaniska celler och är de som används i smartphones, klockor och andra enheter.
På samma sätt är blybatterier i bilar, motorcyklar och båtar 12V och baseras på samma driftsprincip för den galvaniska cellen.
Galvaniska celler används i estetik och muskelregenerering. Det finns ansiktsbehandlingar som består av applicering av ström genom två elektroder i form av en rulle eller sfär som rengör och tonar huden.
Strömpulser appliceras också för att regenerera musklerna hos personer som befinner sig i ett framstegstillstånd.
Konstruktion av en hemlagad galvanisk cell
Det finns många sätt att bygga en hemmagjord galvanisk cell. En av de enklaste är att använda vinäger som lösning, stålspikar och koppartrådar.
material
-Tillgängliga plastkoppar
-Vit vinäger
-Två stålskruvar
-Två bitar av bara koppartråd (ingen isolering eller lack)
-En voltmeter
Bearbeta
-Fyll ¾ delar av glaset med vinäger.
- Gå med i de två stålskruvarna med flera trådvarv och lämna en tråd tråd.
Koppartrådens ospolade ände böjs i en inverterad U-form så att den vilar på glasets kant och skruvarna är nedsänkta i vinäger.
Figur 3. Hemlagad galvanisk cell och multimeter. Källa: youtube.com
En annan bit koppartråd böjs också i en inverterad U och hängs på kanten av glaset i ett läge diametralt motsatt de nedsänkta skruvarna, så att en del av koppar är inuti vinäger och den andra delen av koppartråden är utanför. av glaset.
De fria ändarna på voltmeterledningarna är anslutna för att mäta elektromotorkraften som produceras av denna enkla cell. Emfen för denna typ av celler är 0,5V. För att jämföra emk för ett alkaliskt batteri, är det nödvändigt att bygga ytterligare två celler och gå med i de tre i serien, så att ett 1,5V batteri erhålls
referenser
- Borneo, R. Galvaniska celler och elektrolytiska celler. Återställd från: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Allmän kemi. PUCP. Återställs från: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introduktion till elektrokemi. Institutionen för fysikkemi UNAM. Återställs från: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektrokemisk cell. Återställd från: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvanisk cell. Återställd från: es.wikipedia.com.