De elektrokjemiske celler De er enheter der kjemiske reaksjoner finner sted der kjemisk energi transformeres til elektrisk energi eller omvendt. Disse cellene utgjør hjertet til elektrokjemien, sjelen er den potensielle utvekslingen av elektroner som kan oppstå, spontant eller ikke, mellom to kjemiske arter..
En av de to artene oksiderer, mister elektroner, mens den andre reduseres og får de overførte elektronene. Vanligvis er arten som reduseres, en metallkation i løsning, som ved å skaffe elektroner ender med å bli avsatt elektrisk på en elektrode laget av samme metall. På den annen side er arten som oksyderer et metall som blir til metallkationer.
For eksempel representerer bildet ovenfor Daniels celle: den enkleste av alle elektrokjemiske celler. Den metalliske sinkelektroden oksyderer og frigjør Zn-kationerto+ til det vandige mediet. Dette skjer i ZnSO-beholderen4 til venstre.
Til høyre, løsningen som inneholder CuSO4 reduseres og transformerer kationene Cuto+ i metallisk kobber som er avsatt på kobberelektroden. Under utviklingen av denne reaksjonen beveger elektronene seg gjennom en ekstern krets som aktiverer mekanismene; og derfor gi elektrisk energi til driften av et team.
Artikkelindeks
Elektriske strømmer genereres eller forbrukes i elektrokjemiske celler. For å sikre en tilstrekkelig strøm av elektroner må det være materialer som er gode ledere av elektrisitet. Det er her elektrodene og den eksterne kretsen kommer inn, utstyrt med kobber, sølv eller gull ledninger..
Elektrodene er materialene som gir overflaten der reaksjonene vil finne sted i de elektrokjemiske cellene. Det er to typer i henhold til reaksjonen som oppstår i dem:
-Anode, elektrode der oksidasjon oppstår
-Katode, elektrode der reduksjon oppstår
Elektrodene kan være laget av et reagerende materiale, som i tilfellet med Daniels celle (sink og kobber); eller et inert materiale, slik som når de er laget av platina eller grafitt.
Elektronene som frigjøres av anoden, må nå katoden; men ikke gjennom en løsning, men gjennom en metallkabel som forbinder begge elektrodene til en ekstern krets.
Løsningen som omgir elektrodene spiller også en viktig rolle, da den er beriket med sterke elektrolytter; slik som: KCl, KNO3, NaCl, etc. Disse ionene favoriserer til en viss grad migrasjonen av elektroner fra anoden til katoden, så vel som deres ledning gjennom elektrodene i nærheten for å samhandle med arten som skal reduseres..
Sjøvann leder for eksempel elektrisitet mye bedre enn destillert vann, med lavere ionekonsentrasjon. Derfor har elektrokjemiske celler en oppløsning av sterke elektrolytter blant komponentene..
Ionene i løsningen begynner å omgir elektrodene og forårsaker en polarisering av ladningene. Løsningen rundt katoden begynner å bli negativt ladet, ettersom kationene blir redusert; når det gjelder Daniels celle, Cu-kationeneto+ ved å avsette som metallisk kobber på katoden. Dermed begynner det å være et underskudd på positive ladninger.
Det er her saltbroen griper inn for å balansere ladningene og forhindre at elektrodene polariserer. Mot siden eller kammeret til katoden vil kationer migrere fra saltbroen, enten K+ eller Znto+, å erstatte Cuto+ forbrukes. I mellomtiden vil INGEN anioner vandre fra saltbroen3- mot anodekammeret, for å nøytralisere den økende konsentrasjonen av Zn-kationerto+.
Saltbroen består av en mettet saltoppløsning, med ender dekket av en gel som er permeabel for ioner, men ugjennomtrengelig for vann..
Hvordan en elektrokjemisk celle fungerer, avhenger av hvilken type den er. Det er i utgangspunktet to typer: galvanisk (eller voltaisk) og elektrolytisk.
Daniels celle er et eksempel på en galvanisk elektrokjemisk celle. I dem oppstår reaksjonene spontant og potensialet til batteriet er positivt; jo høyere potensial, jo mer strøm vil cellen levere.
Celler eller batterier er nøyaktig galvaniske celler: det kjemiske potensialet mellom de to elektrodene transformeres til elektrisk energi når en ekstern krets griper inn som forbinder dem. Dermed migrerer elektronene fra anoden, tenner utstyret som batteriet er koblet til og returneres direkte til katoden..
Elektrolytiske celler er de hvis reaksjoner ikke skjer spontant, med mindre de får elektrisk energi fra en ekstern kilde. Her oppstår det motsatte fenomenet: elektrisitet lar ikke-spontane kjemiske reaksjoner utvikle seg.
En av de mest kjente og mest verdifulle reaksjonene som finner sted innenfor denne typen celler er elektrolyse..
Oppladbare batterier er eksempler på elektrolytiske og samtidig galvaniske celler: de lades opp for å reversere sine kjemiske reaksjoner og gjenopprette startbetingelsene som skal brukes på nytt..
Følgende kjemiske ligning tilsvarer reaksjonen i Daniels celle der sink og kobber deltar:
Zn (s) + Cuto+(aq) → Znto+(aq) + Cu (s)
Men Cu-kationeneto+ og Znto+ de er ikke alene, men ledsaget av anionene SÅ4to-. Denne cellen kan vises som følger:
Zn | ZnSO4 | | KURS4 | Cu
Daniels celle kan bygges i ethvert laboratorium, og er veldig tilbakevendende som en praksis i innføringen av elektrokjemi. Som Cuto+ deponeres som Cu, den blå fargen på CuSO-løsningen4 Vil gå tapt.
Tenk deg en celle som forbruker hydrogengass, produserer metallisk sølv, og som samtidig leverer strøm. Dette er platina- og hydrogencellen, og dens generelle reaksjon er som følger:
2AgCl (s) + Hto(g) → 2Ag (s) + 2H+ + 2Cl-
Her i anodekammeret har vi en inert platina-elektrode, nedsenket i vann og som hydrogengass pumpes inn i. Hto oksiderer til H+ og gir elektronene til det melkeaktige AgCl-bunnfallet i katodekammeret med en metallisk sølvelektrode. På dette sølvet vil AgCl reduseres og elektroden vil øke..
Denne cellen kan vises som:
Pt, Hto | H+ | | Cl-, AgCl | Ag
Og til slutt, blant de elektrolytiske cellene, har vi den smeltede natriumkloridcellen, bedre kjent som Downs-cellen. Her brukes elektrisitet slik at et volum smeltet NaCl passerer gjennom elektrodene, og forårsaker følgende reaksjoner i dem:
2Na+(l) + 2e- → 2Na (s) (katode)
2Cl-(l) → Clto(g) + 2e- (anode)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Clto(g) (global reaksjon)
Takket være elektrisitet og natriumklorid kan metallisk natrium og klorgass fremstilles..
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.