ELEKTROCHEMISCHE ZELLEN: KOMPONENTEN, WIE SIE FUNKTIONIEREN, TYPEN, BEISPIEL - CHEMIE - 2025

Die elektrochemischen Zellen sind Vorrichtungen, bei denen chemische Reaktionen dort ablaufen, wo die chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird oder umgekehrt. Diese Zellen bilden das Herz der Elektrochemie, wobei die Seele der potenzielle Austausch von Elektronen ist, der spontan oder nicht spontan zwischen zwei chemischen Spezies stattfinden kann.

Eine der beiden Spezies oxidiert, verliert Elektronen, während die andere reduziert wird und die übertragenen Elektronen gewinnt. Üblicherweise ist die Spezies, die reduziert wird, ein Metallkation in Lösung, das durch Gewinnung von Elektronen auf einer Elektrode aus demselben Metall elektrisch abgeschieden wird. Andererseits ist die Spezies, die oxidiert, ein Metall, das sich in Metallkationen verwandelt.

Diagramm für eine elektrochemische Zelle von Daniel. Quelle: Rehua

Das obige Bild zeigt beispielsweise Daniels Zelle: die einfachste aller elektrochemischen Zellen. Die metallische Zinkelektrode oxidiert und setzt Zn ²⁺ -Kationen im wässrigen Medium frei. Dies geschieht im ZnSO ₄ -Container links.

Rechts wird die CuSO ₄ -haltige Lösung reduziert, wodurch die Cu ²⁺ -Kationen in metallisches Kupfer umgewandelt werden, das auf der Kupferelektrode abgeschieden wird. Während der Entwicklung dieser Reaktion wandern die Elektronen durch einen externen Stromkreis, der ihre Mechanismen aktiviert. und daher Bereitstellung elektrischer Energie für den Betrieb eines Teams.

Komponenten elektrochemischer Zellen

Elektroden

In elektrochemischen Zellen werden elektrische Ströme erzeugt oder verbraucht. Um einen ausreichenden Elektronenfluss zu gewährleisten, müssen Materialien vorhanden sein, die gute elektrische Leiter sind. Hier kommen die Elektroden und der externe Stromkreis ins Spiel, die mit Kupfer-, Silber- oder Goldkabeln versehen sind.

Die Elektroden sind die Materialien, die die Oberfläche bereitstellen, auf der die Reaktionen in den elektrochemischen Zellen stattfinden. Abhängig von der Reaktion, die in ihnen auftritt, gibt es zwei Arten:

-Anode, Elektrode, an der Oxidation auftritt

-Kathode, Elektrode, an der eine Reduktion auftritt

Die Elektroden können aus einem reagierenden Material bestehen, wie im Fall von Daniels Zelle (Zink und Kupfer); oder aus einem inerten Material, wie es passiert, wenn sie aus Platin oder Graphit bestehen.

Die von der Anode freigesetzten Elektronen müssen die Kathode erreichen; aber nicht durch eine Lösung, sondern durch ein Metallkabel, das beide Elektroden mit einem externen Stromkreis verbindet.

Elektrolytauflösung

Die die Elektroden umgebende Lösung spielt ebenfalls eine wichtige Rolle, da sie mit starken Elektrolyten angereichert ist. wie: KCl, KNO ₃ , NaCl usw. Diese Ionen begünstigen bis zu einem gewissen Grad die Migration von Elektronen von der Anode zur Kathode sowie deren Leitung durch die Nähe der Elektroden, um mit der zu reduzierenden Spezies zu interagieren.

Meerwasser beispielsweise leitet Elektrizität mit einer geringeren Ionenkonzentration viel besser als destilliertes Wasser. Deshalb haben elektrochemische Zellen eine starke Elektrolytauflösung unter ihren Komponenten.

Salzbrücke

Die Ionen der Lösung beginnen die Elektroden zu umgeben und verursachen eine Polarisation der Ladungen. Die Lösung um die Kathode beginnt sich negativ zu laden, wenn die Kationen reduziert werden. im Fall der Daniel-Zelle werden die Cu ²⁺ -Kationen als metallisches Kupfer auf der Kathode abgeschieden. Es besteht also ein Defizit an positiven Belastungen.

Hier greift die Salzbrücke ein, um die Ladungen auszugleichen und die Polarisation der Elektroden zu verhindern. In Richtung der Kathodenseite oder des Kompartiments wandern Kationen von der Salzbrücke, entweder K ⁺ oder Zn ²⁺ , um das verbrauchte Cu ²⁺ zu ersetzen . Unterdessen, NO ₃ ^- Anionen aus der Salzbrücke wandern in Richtung der Anodenkammer, die zunehmende Konzentration von Zn neutralisieren ²⁺ Kationen .

Die Salzbrücke besteht aus einer gesättigten Salzlösung, deren Enden von einem Gel bedeckt sind, das für Ionen durchlässig, für Wasser jedoch undurchlässig ist.

Arten von elektrochemischen Zellen und wie sie funktionieren

Wie eine elektrochemische Zelle funktioniert, hängt davon ab, um welchen Typ es sich handelt. Grundsätzlich gibt es zwei Arten: galvanisch (oder voltaisch) und elektrolytisch.

Galvanisch

Daniels Zelle ist ein Beispiel für eine galvanische elektrochemische Zelle. In ihnen treten die Reaktionen spontan auf und das Potential der Batterie ist positiv; Je größer das Potenzial, desto mehr Strom liefert die Zelle.

Zellen oder Batterien sind genau galvanische Zellen: Das chemische Potential zwischen den beiden Elektroden wird in elektrische Energie umgewandelt, wenn ein externer Stromkreis eingreift, der sie verbindet. Somit wandern die Elektronen von der Anode, entzünden die Ausrüstung, an die die Batterie angeschlossen ist, und werden direkt zur Kathode zurückgeführt.

Elektrolytisch

Elektrolysezellen sind solche, deren Reaktionen nicht spontan ablaufen, es sei denn, sie werden von einer externen Quelle mit elektrischer Energie versorgt. Hier tritt das gegenteilige Phänomen auf: Durch Elektrizität können sich nicht spontane chemische Reaktionen entwickeln.

Eine der bekanntesten und wertvollsten Reaktionen innerhalb dieses Zelltyps ist die Elektrolyse.

Wiederaufladbare Batterien sind Beispiele für elektrolytische und gleichzeitig galvanische Zellen: Sie werden aufgeladen, um ihre chemischen Reaktionen umzukehren und die Ausgangsbedingungen für die Wiederverwendung wiederherzustellen.

Beispiele

Daniels Zelle

Die folgende chemische Gleichung entspricht der Reaktion in Daniels Zelle, an der Zink und Kupfer beteiligt sind:

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

Die Kationen Cu ²⁺ und Zn ²⁺ sind jedoch nicht allein, sondern werden von den Anionen SO ₄ ^{2- begleitet} . Diese Zelle kann wie folgt dargestellt werden:

Zn - ZnSO ₄ - - CuSO ₄ - Cu

Daniels Zelle kann in jedem Labor gebaut werden und ist als Praxis bei der Einführung der Elektrochemie sehr häufig. Wenn Cu ²⁺ als Cu abgeschieden wird, verblasst die blaue Farbe der CuSO ₄ -Lösung allmählich.

Platin-Wasserstoffzelle

Stellen Sie sich eine Zelle vor, die Wasserstoffgas verbraucht, metallisches Silber produziert und gleichzeitig Strom liefert. Dies ist die Platin- und Wasserstoffzelle, und ihre allgemeine Reaktion ist wie folgt:

2AgCl (s) + H ₂ (g) → 2Ag (s) + 2H ⁺ + 2Cl ^-

Hier im Anodenraum haben wir eine inerte Platinelektrode, die in Wasser getaucht und in gasförmigen Wasserstoff gepumpt ist. H ₂ wird zu H ⁺ oxidiert und gibt seine Elektronen mit einer metallischen Silberelektrode an den milchigen AgCl-Niederschlag im Kathodenraum ab. Auf diesem Silber wird das AgCl reduziert und die Masse der Elektrode erhöht.

Diese Zelle kann dargestellt werden als:

Pt, H ₂ - H ⁺ - - Cl ^- , AgCl - Ag

Downs Zelle

Und schließlich haben wir unter den Elektrolysezellen das von geschmolzenem Natriumchlorid, besser bekannt als Downs-Zelle. Hier wird Elektrizität verwendet, um ein Volumen geschmolzenen NaCl durch die Elektroden zu bewegen, wodurch die folgenden Reaktionen ausgelöst werden:

2Na ⁺ (l) + 2e ^- → 2Na (s) (Kathode)

2Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2e ^- (Anode)

2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl ₂ (g) (globale Reaktion)

So können dank Elektrizität und Natriumchlorid metallisches Natrium- und Chlorgas hergestellt werden.

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