- Delen van de galvanische cel
- Functioneren
- Oxidatie- en reductiereacties
- De zoutbrug
- Oxidatie- en reductiepotentieel
- Symbolische weergave van een galvanische cel
- Toepassingen
- De galvanische cel in het dagelijks leven
- Bouw van een zelfgemaakte galvanische cel
- materialen
- Werkwijze
- Referenties
De galvanische cel of voltaïsche cel is een soort elektrochemische cel die bestaat uit twee verschillende metalen ondergedompeld in twee halve cellen, waarin een verbinding in oplossing een spontane reactie activeert.
Vervolgens wordt een van de metalen in een van de halve cellen geoxideerd terwijl het metaal in de andere halve cel wordt gereduceerd, waardoor een uitwisseling van elektronen via een extern circuit ontstaat. Dit maakt het mogelijk om te profiteren van de elektrische stroom.
Figuur 1. Schema en delen van een galvanische cel. Bron: corinto.pucp.edu.pe.
De naam "galvanische cel" is ter ere van een van de pioniers van het experimenteren met elektriciteit: de Italiaanse arts en fysioloog Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani ontdekte in 1780 dat als kabels van ongelijksoortige metalen aan één uiteinde werden samengevoegd en de vrije uiteinden in contact werden gebracht met de console van een (dode) kikker, er een contractie optrad.
De eerste die echter een elektrochemische cel bouwde om elektriciteit te produceren, was de Italiaan Alessandro Volta (1745-1827) in 1800 en vandaar de alternatieve naam van voltaïsche cel.
Delen van de galvanische cel
De onderdelen van een galvanische cel worden getoond in figuur 1 en zijn als volgt:
1. - Anodische semicel
2. - Anodische elektrode
3.- Anodische oplossing
4. - Kathode semicel
5. - Kathode-elektrode
6.- Kathodische oplossing
7. - Zoutbrug
8. - Metalen geleider
9.- Voltmeter
Functioneren
Om de werking van een galvanische cel uit te leggen, gebruiken we de onderste:
Figuur 2. Didactisch model van galvanische cel. Bron: slideserve.com
Het fundamentele idee van een galvanische cel is dat het metaal dat de oxidatiereactie ondergaat, fysiek wordt gescheiden van het metaal dat wordt gereduceerd, op een zodanige manier dat de uitwisseling van elektronen plaatsvindt via een externe geleider die het mogelijk maakt om te profiteren van de stroom van elektrische stroom, bijvoorbeeld om een gloeilamp of led aan te zetten.
In figuur 2 bevindt zich in de linker halve cel een metallisch koper (Cu) tape ondergedompeld in een kopersulfaatoplossing (CuS0 4 ), terwijl in de rechter halfcel een zink (Zn) tape is ondergedompeld in een oplossing van zinksulfaat (ZnSO 4 ).
Opgemerkt moet worden dat in elke halve cel het metaal van elk aanwezig is in twee oxidatietoestanden: de neutrale atomen van metaal en de metaalionen van het zout van hetzelfde metaal in oplossing.
Als de metalen banden niet zijn verbonden door een buitenste geleidende draad, worden beide metalen afzonderlijk in hun respectievelijke cellen geoxideerd.
Omdat ze echter elektrisch met elkaar zijn verbonden, komt het voor dat oxidatie optreedt in Zn terwijl er een reductiereactie zal zijn in Cu. Dit komt doordat de oxidatiegraad van zink groter is dan die van koper.
Het metaal dat wordt geoxideerd geeft elektronen aan het metaal dat wordt gereduceerd door de buitenste geleider en deze stroom kan worden benut.
Oxidatie- en reductiereacties
De reactie die aan de rechterkant plaatsvindt tussen de zinkmetaalelektrode en de waterige zinksulfaatoplossing is als volgt:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Een zinkatoom (vast) op het oppervlak van de anode-elektrode in de rechter halve cel, gestimuleerd door de positieve ionen van het zink in oplossing, geeft twee elektronen op en wordt losgemaakt van de elektrode, en gaat in de waterige oplossing als een dubbel positief ion van zink.
We realiseren ons dat het netto resultaat was dat een neutraal zinkatoom uit het metaal, door het verlies van twee elektronen, een zinkion werd dat bijdraagt aan de waterige oplossing, zodat de zinkstaaf één atoom verloor en de oplossing kreeg een positief dubbel ion.
De vrijgekomen elektronen zullen het liefst door de buitendraad bewegen naar het metaal van de andere positief geladen halfcel (kathode +). De zinkstaaf verliest massa omdat zijn atomen geleidelijk in de waterige oplossing terechtkomen.
Zinkoxidatie kan als volgt worden samengevat:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
De reactie die aan de linkerkant plaatsvindt, is vergelijkbaar, maar het koper in de waterige oplossing vangt twee elektronen op (van de andere halve cel) en wordt afgezet op de koperelektrode. Wanneer een atoom elektronen opneemt, wordt gezegd dat het wordt verminderd.
De koperreductiereactie is als volgt geschreven:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
De koperen staaf wint aan massa, terwijl de ionen van de oplossing naar de staaf gaan.
Oxidatie vindt plaats aan de anode (negatief), die elektronen afstoot, terwijl reductie plaatsvindt aan de kathode (positief), die elektronen aantrekt. Elektronenuitwisseling vindt plaats via de buitenste geleider.
De zoutbrug
De zoutbrug brengt de ladingen in evenwicht die zich in de twee halve cellen ophopen. Positieve ionen hopen zich op in de anodische halfcel, terwijl in de kathodische cel een overmaat aan negatieve sulfaationen achterblijft.
Voor de zoutbrug wordt een oplossing van een zout (zoals natriumchloride of kaliumchloride) gebruikt die niet tussenkomt in de reactie, die zich in een omgekeerde U-vormige buis bevindt waarvan de uiteinden zijn afgesloten met een wand van poreus materiaal.
Het enige doel van de zoutbrug is dat de ionen in elke cel filteren en de overtollige lading balanceren of neutraliseren. Op deze manier wordt er een stroom geproduceerd door de zoutbrug, door de zoutionen, die het elektrische circuit sluit.
Oxidatie- en reductiepotentieel
Onder standaard oxidatie- en reductiepotentialen worden verstaan die welke optreden aan de anode en kathode bij een temperatuur van 25ºC en bij oplossingen van 1M concentratie (één molair).
Voor zink is het standaard oxidatiepotentieel E ox = +0,76 V. Terwijl het standaard reductiepotentieel voor koper E rood = +0,34 V is. De elektromotorische kracht (emf) geproduceerd door deze galvanische cel is : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
De globale reactie van de galvanische cel kan als volgt worden geschreven:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Rekening houdend met sulfaat, is de netto reactie:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfaat is een omstander, terwijl metalen elektronen uitwisselen.
Symbolische weergave van een galvanische cel
De galvanische cel in figuur 2 wordt symbolisch als volgt weergegeven:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Volgens afspraak wordt het metaal dat oxideert en de anode vormt (-) altijd aan de linkerkant geplaatst, en het ion in de waterige toestand wordt gescheiden door een staaf (-). De anodische halve cel is gescheiden van de kathodische door twee staven (-) die de zoutbrug voorstellen. Rechts is de metalen halfcel geplaatst die verkleind wordt en de kathode (+) vormt.
In de symbolische weergave van een galvanische cel is uiterst links altijd het metaal dat wordt geoxideerd en het metaal dat wordt gereduceerd, wordt uiterst rechts (in vaste toestand) geplaatst. Opgemerkt moet worden dat in figuur 2 de halve cellen in omgekeerde positie zijn ten opzichte van de conventionele symbolische weergave.
Toepassingen
Als we de standaard oxidatiepotentialen van verschillende metalen kennen, is het mogelijk om de elektromotorische kracht te bepalen die een galvanische cel die met deze metalen is gebouwd, zal produceren.
In deze sectie zullen we toepassen wat in de vorige secties werd vermeld om de netto elektromotorische kracht te berekenen van een cel die is gebouwd met andere metalen.
Als toepassingsvoorbeeld beschouwen we een galvanische cel van ijzer (Fe) en koper (Cu). Als gegevens worden de volgende reductiereacties en hun standaard reductiepotentieel gegeven, dat wil zeggen bij 25ºC en 1M concentratie:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). E1 netwerk = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rood = +0,34 V
Er wordt gevraagd om de netto elektromotorische kracht te vinden die wordt geproduceerd door de volgende galvanische cel:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
In deze batterij oxideert het ijzer en is het de anode van de galvanische cel, terwijl het koper reduceert en de kathode is. Het oxidatiepotentieel van ijzer is gelijk aan maar tegengesteld aan het reductiepotentieel, namelijk E1 oxd = +0,44.
Om de elektromotorische kracht te verkrijgen die door deze galvanische cel wordt geproduceerd, voegen we het oxidatiepotentieel van ijzer toe aan het reductiepotentieel van koper:
emf = E1 oxd + E2 rood = -E1 rood + E2 rood = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
De galvanische cel in het dagelijks leven
Galvanische cellen voor alledaags gebruik hebben een heel andere vorm dan wat wordt gebruikt als didactisch model, maar hun werkingsprincipe is hetzelfde.
De meest gebruikte cel is de 1.5V alkaline batterij in zijn verschillende presentaties. De voornaam komt omdat het een reeks cellen is die in serie zijn verbonden om de emf te vergroten.
Lithium-oplaadbare batterijen zijn ook gebaseerd op hetzelfde werkingsprincipe als galvanische cellen en worden gebruikt in smartphones, horloges en andere apparaten.
Op dezelfde manier zijn loodbatterijen voor auto's, motorfietsen en boten 12V en gebaseerd op hetzelfde werkingsprincipe van de galvanische cel.
Galvanische cellen worden gebruikt in esthetiek en bij spierregeneratie. Er zijn gezichtsbehandelingen die bestaan uit het aanleggen van stroom door twee elektroden in de vorm van een roller of bol die de huid reinigen en versterken.
Stroompulsen worden ook toegepast om de spieren te regenereren bij mensen die zich in een staat van uitputting bevinden.
Bouw van een zelfgemaakte galvanische cel
Er zijn veel manieren om een zelfgemaakte galvanische cel te bouwen. Een van de eenvoudigste is het gebruik van azijn als oplossing, stalen spijkers en koperdraden.
materialen
- Wegwerp plastic bekers
-Witte azijn
-Twee stalen schroeven
-Twee stukjes blank koperdraad (geen isolatie of vernis)
-Een voltmeter
Werkwijze
-Vul ¾ delen van het glas met azijn.
-Verbind de twee stalen schroeven met verschillende draadomwentelingen en laat een stuk draad afgewikkeld.
Het afgewikkelde uiteinde van de koperdraad is gebogen in een omgekeerde U-vorm zodat het op de rand van het glas rust en de schroeven worden ondergedompeld in de azijn.
Figuur 3. Zelfgemaakte galvanische cel en multimeter. Bron: youtube.com
Een ander stuk koperdraad is ook gebogen in een omgekeerde U en wordt aan de rand van het glas gehangen in een positie diametraal tegenover de ondergedompelde schroeven, zodat een deel van het koper in de azijn blijft en het andere deel van de koperdraad buiten van het glas.
De vrije uiteinden van de voltmeterkabels zijn verbonden om de elektromotorische kracht te meten die door deze eenvoudige cel wordt geproduceerd. De emf van dit type cellen is 0,5V. Om de emf van een alkalinebatterij gelijk te maken, is het nodig om nog twee cellen te bouwen en de drie in serie te voegen, zodat een 1,5V-batterij wordt verkregen
Referenties
- Borneo, R. Galvanische en elektrolytische cellen. Hersteld van: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Algemene chemie. PUCP. Hersteld van: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Inleiding tot elektrochemie. Afdeling Fysicochemie UNAM. Hersteld van: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektrochemische cel. Hersteld van: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvanische cel. Hersteld van: es.wikipedia.com.