- Teile der galvanischen Zelle
- Funktion
- Oxidations- und Reduktionsreaktionen
- Die Salzbrücke
- Oxidations- und Reduktionspotentiale
- Symbolische Darstellung einer galvanischen Zelle
- Anwendungen
- Die galvanische Zelle im täglichen Leben
- Bau einer hausgemachten galvanischen Zelle
- Materialien
- Prozess
- Verweise
Die galvanische Zelle oder Voltaizelle ist eine Art elektrochemische Zelle, die aus zwei verschiedenen Metallen besteht, die in zwei Halbzellen eingetaucht sind, in denen eine Verbindung in Lösung eine spontane Reaktion aktiviert.
Dann wird eines der Metalle in einer der Halbzellen oxidiert, während das Metall in der anderen Halbzelle reduziert wird, wodurch ein Elektronenaustausch über einen externen Stromkreis erzeugt wird. Dies ermöglicht es, den elektrischen Strom zu nutzen.
Figure 1. Schema und Teile einer galvanischen Zelle. Quelle: corinto.pucp.edu.pe.
Der Name "galvanische Zelle" ist eine Ehre für einen der Pioniere des Experimentierens mit Elektrizität: den italienischen Arzt und Physiologen Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani entdeckte 1780, dass eine Kontraktion auftrat, wenn Kabel aus unterschiedlichen Metallen an einem Ende verbunden und die freien Enden mit dem Hinterteil eines (toten) Frosches in Kontakt gebracht wurden.
Der erste, der eine elektrochemische Zelle zur Stromerzeugung baute, war der Italiener Alessandro Volta (1745-1827) im Jahr 1800 und daher der alternative Name der Voltaizelle.
Teile der galvanischen Zelle
Die Teile einer galvanischen Zelle sind in Abbildung 1 dargestellt und lauten wie folgt:
1. Anodische Halbzelle
2.- Anodische Elektrode
3.- Anodische Lösung
4.- Kathodenhalbzelle
5.- Kathodenelektrode
6.- Kathodische Lösung
7.- Salzbrücke
8.- Metallischer Leiter
9.- Voltmeter
Funktion
Um die Funktionsweise einer galvanischen Zelle zu erklären, verwenden wir die untere:
Abbildung 2. Didaktisches Modell einer galvanischen Zelle. Quelle: slideerve.com
Die Grundidee einer galvanischen Zelle besteht darin, dass das Metall, das die Oxidationsreaktion durchläuft, physikalisch von dem reduzierten Metall getrennt wird, so dass der Elektronenaustausch über einen externen Leiter erfolgt, der es ermöglicht, den Stromfluss zu nutzen. Zum Beispiel, um eine Glühbirne oder eine LED einzuschalten.
In Abbildung 2 befindet sich in der linken Halbzelle ein metallisches Kupfer (Cu) -Band , das in eine Kupfersulfatlösung (CuS0 4 ) eingetaucht ist , während in der rechten Halbzelle ein Zink (Zn) -Band eingetaucht ist eine Lösung von Zinksulfat (ZnSO 4 ).
Es ist zu beachten, dass in jeder Halbzelle das Metall jeder Zelle in zwei Oxidationsstufen vorliegt: den neutralen Metallatomen und den Metallionen des Salzes desselben Metalls in Lösung.
Wenn die Metallbänder nicht durch einen äußeren leitenden Draht verbunden sind, werden beide Metalle in ihren jeweiligen Zellen getrennt oxidiert.
Da sie jedoch elektrisch verbunden sind, kommt es vor, dass in Zn eine Oxidation auftritt, während in Cu eine Reduktionsreaktion stattfindet. Dies liegt daran, dass der Oxidationsgrad von Zink größer ist als der von Kupfer.
Das Metall, das oxidiert wird, gibt dem Metall Elektronen, das durch den Außenleiter reduziert wird, und dieser Stromfluss kann genutzt werden.
Oxidations- und Reduktionsreaktionen
Die Reaktion, die auf der rechten Seite zwischen der Zinkmetallelektrode und der wässrigen Zinksulfatlösung stattfindet, ist wie folgt:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2 → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Ein Zinkatom (fest) auf der Oberfläche der Anodenelektrode in der rechten Halbzelle, das durch die positiven Ionen des in Lösung befindlichen Zinks stimuliert wird, gibt zwei Elektronen ab und wird von der Elektrode freigesetzt und gelangt als doppelt positives Ion in die wässrige Lösung Zink.
Wir erkennen, dass das Nettoergebnis war, dass ein neutrales Zinkatom aus dem Metall durch den Verlust von zwei Elektronen zu einem Zinkion wurde, das zur wässrigen Lösung addiert, so dass der Zinkstab ein Atom und das verlor Lösung erwarb ein positives Doppelion.
Die freigesetzten Elektronen bewegen sich lieber durch den äußeren Draht zum Metall der anderen positiv geladenen Halbzelle (Kathode +). Der Zinkstab verliert an Masse, wenn seine Atome allmählich in die wässrige Lösung übergehen.
Die Zinkoxidation kann wie folgt zusammengefasst werden:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Die Reaktion auf der linken Seite ist ähnlich, aber das Kupfer in der wässrigen Lösung fängt zwei Elektronen (die von der anderen Halbzelle kommen) ein und wird auf der Kupferelektrode abgeschieden. Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt, wird es als reduziert bezeichnet.
Die Kupferreduktionsreaktion ist wie folgt geschrieben:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Der Kupferstab gewinnt an Masse, wenn die Ionen der Lösung zum Stab gelangen.
Die Oxidation findet an der Anode (negativ) statt, die Elektronen abstößt, während die Reduktion an der Kathode (positiv) stattfindet, die Elektronen anzieht. Der Elektronenaustausch erfolgt über den Außenleiter.
Die Salzbrücke
Die Salzbrücke gleicht die Ladungen aus, die sich in den beiden Halbzellen ansammeln. Positive Ionen reichern sich in der anodischen Halbzelle an, während in der kathodischen Zelle ein Überschuss an negativen Sulfationen verbleibt.
Für die Salzbrücke wird eine Lösung eines Salzes (wie Natriumchlorid oder Kaliumchlorid) verwendet, das nicht in die Reaktion eingreift, und zwar in einem umgekehrten U-förmigen Rohr, dessen Enden mit einer Wand aus porösem Material verschlossen sind.
Der einzige Zweck der Salzbrücke besteht darin, dass die Ionen in jede Zelle filtern und die überschüssige Ladung ausgleichen oder neutralisieren. Auf diese Weise wird ein Stromfluss durch die Salzbrücke durch die Salzionen erzeugt, der den Stromkreis schließt.
Oxidations- und Reduktionspotentiale
Unter Standardoxidations- und Reduktionspotentialen werden solche verstanden, die an der Anode und der Kathode bei einer Temperatur von 25ºC und mit Lösungen mit einer Konzentration von 1 M (ein Molar) auftreten.
Für Zink beträgt sein Standardoxidationspotential E ox = +0,76 V. Während das Standardreduktionspotential für Kupfer E rot = +0,34 V beträgt. Die von dieser galvanischen Zelle erzeugte elektromotorische Kraft (EMK) beträgt : EMK = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Die globale Reaktion der galvanischen Zelle kann folgendermaßen geschrieben werden:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Unter Berücksichtigung von Sulfat lautet die Nettoreaktion:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25º C → Zn 2+ (SO 4 ) 2 + Cu o (s)
Sulfat ist ein Zuschauer, während Metalle Elektronen austauschen.
Symbolische Darstellung einer galvanischen Zelle
Die galvanische Zelle in Abbildung 2 ist symbolisch wie folgt dargestellt:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1 M ) - Cu 2+ (aq) (1 M) -Cu o (s)
Konventionell ist das Metall, das oxidiert und die Anode (-) bildet, immer links angeordnet, und sein Ion im wässrigen Zustand ist durch einen Balken (-) getrennt. Die anodische Halbzelle ist durch zwei Balken (-), die die Salzbrücke darstellen, von der kathodischen getrennt. Rechts befindet sich die Metallhalbzelle, die reduziert ist und die Kathode (+) bildet.
In der symbolischen Darstellung einer galvanischen Zelle ist die äußerste Linke immer das Metall, das oxidiert wird, und das Metall, das reduziert wird, befindet sich ganz rechts (im festen Zustand). Es ist anzumerken, dass in 2 die Halbzellen in Bezug auf die herkömmliche symbolische Darstellung in umgekehrter Position sind.
Anwendungen
Wenn man die Standardoxidationspotentiale verschiedener Metalle kennt, kann man die elektromotorische Kraft bestimmen, die eine mit diesen Metallen gebaute galvanische Zelle erzeugt.
In diesem Abschnitt wird das, was in den vorherigen Abschnitten angegeben wurde, angewendet, um die elektromotorische Nettokraft einer aus anderen Metallen gebauten Zelle zu berechnen.
Als Anwendungsbeispiel betrachten wir eine galvanische Zelle aus Eisen (Fe) und Kupfer (Cu). Als Daten sind die folgenden Reduktionsreaktionen und ihr Standardreduktionspotential angegeben, dh bei 25ºC und 1 M Konzentration:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). E1- Netzwerk = -0,44 V.
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rot = +0,34 V.
Es wird gebeten, die elektromotorische Nettokraft zu ermitteln, die von der folgenden galvanischen Zelle erzeugt wird:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1 M ) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
In dieser Zelle oxidiert das Eisen und ist die Anode der galvanischen Zelle, während das Kupfer reduziert und die Kathode ist. Das Oxidationspotential von Eisen ist gleich, aber entgegengesetzt zu seinem Reduktionspotential, dh E1 oxd = +0,44.
Um die von dieser galvanischen Zelle erzeugte elektromotorische Kraft zu erhalten, addieren wir das Oxidationspotential von Eisen mit dem Reduktionspotential von Kupfer:
EMK = E1 oxd + E2 rot = -E1 rot + E2 rot = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Die galvanische Zelle im täglichen Leben
Galvanische Zellen für den täglichen Gebrauch unterscheiden sich stark in ihrer Form von denen, die als didaktisches Modell verwendet werden, aber ihr Funktionsprinzip ist dasselbe.
Die am häufigsten verwendete Zelle ist die 1,5-V-Alkalibatterie in ihren verschiedenen Darstellungen. Der Vorname kommt, weil es sich um eine Reihe von Zellen handelt, die in Reihe geschaltet sind, um die EMK zu erhöhen.
Lithium-Akkus basieren ebenfalls auf dem gleichen Funktionsprinzip wie galvanische Zellen und werden in Smartphones, Uhren und anderen Geräten verwendet.
Ebenso haben Bleibatterien für Automobile, Motorräder und Boote 12 V und basieren auf dem gleichen Funktionsprinzip der galvanischen Zelle.
Galvanische Zellen werden in der Ästhetik und bei der Muskelregeneration eingesetzt. Es gibt Gesichtsbehandlungen, bei denen Strom durch zwei Elektroden in Form einer Walze oder Kugel angelegt wird, die die Haut reinigen und straffen.
Stromimpulse werden auch angelegt, um die Muskeln bei Menschen zu regenerieren, die sich in einem Zustand der Niederwerfung befinden.
Bau einer hausgemachten galvanischen Zelle
Es gibt viele Möglichkeiten, eine selbstgemachte galvanische Zelle zu bauen. Eine der einfachsten ist die Verwendung von Essig als Lösung, Stahlnägeln und Kupferdrähten.
Materialien
- Einweg-Plastikbecher
-Weißweinessig
- Zwei Stahlschrauben
- Zwei blanke Kupferdrahtstücke (keine Isolierung oder Lackierung)
-Ein Voltmeter
Prozess
-Füllen Sie ¾ Teile des Glases mit Essig.
- Verbinden Sie die beiden Stahlschrauben mit mehreren Drahtwindungen, wobei ein Stück Draht abgewickelt wird.
Das abgewickelte Ende des Kupferdrahtes wird in eine umgekehrte U-Form gebogen, so dass es auf dem Rand des Glases aufliegt und die Schrauben in den Essig eingetaucht sind.
Abbildung 3. Selbstgemachte galvanische Zelle und Multimeter. Quelle: youtube.com
Ein weiteres Stück Kupferdraht wird ebenfalls in einem umgekehrten U gebogen und an der Glaskante in einer Position diametral gegenüber den eingetauchten Schrauben aufgehängt, so dass sich ein Teil des Kupfers im Essig und der andere Teil des Kupferdrahtes außerhalb befindet. des Glases.
Die freien Enden der Voltmeterleitungen sind angeschlossen, um die von dieser einfachen Zelle erzeugte elektromotorische Kraft zu messen. Die EMK dieses Zelltyps beträgt 0,5 V. Um die EMK einer Alkalibatterie auszugleichen, müssen zwei weitere Zellen aufgebaut und die drei in Reihe geschaltet werden, damit eine 1,5-V-Batterie erhalten wird
Verweise
- Borneo, R. Galvanische und elektrolytische Zellen. Wiederhergestellt von: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Allgemeine Chemie. PUCP. Wiederhergestellt von: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Einführung in die Elektrochemie. Institut für Physikochemie UNAM. Wiederhergestellt von: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektrochemische Zelle. Wiederhergestellt von: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvanische Zelle. Wiederhergestellt von: es.wikipedia.com.