Ogniwo galwaniczne

Ogniwo galwaniczne bez przepływu kationów

Ogniwo galwaniczne lub ogniwo galwaniczne , nazwane odpowiednio na cześć naukowców Luigi Galvani i Alessandro Volta , jest ogniwem elektrochemicznym , w którym prąd elektryczny jest generowany w wyniku spontanicznych reakcji utleniania-redukcji . Zwykły aparat zazwyczaj składa się z dwóch różnych metali, z których każdy jest zanurzony w oddzielnych zlewkach zawierających odpowiednie jony metali w roztworze, które są połączone mostkiem solnym lub oddzielone porowatą membraną.

Volta był wynalazcą stosu galwanicznego , pierwszej baterii elektrycznej . W powszechnym użyciu słowo „bateria” obejmuje pojedyncze ogniwo galwaniczne, ale właściwie bateria składa się z wielu ogniw.

Historia

W 1780 roku Luigi Galvani odkrył, że kiedy dwa różne metale (np. miedź i cynk) stykają się, a następnie dotykają jednocześnie dwóch różnych części mięśnia żabiej udki, aby zamknąć obwód, żaba noga umowy. Nazwał to „ elektrycznością zwierzęcą ”. Żaba noga oprócz tego, że była detektorem prądu elektrycznego, była także elektrolitem ( używając języka współczesnej chemii).

Rok po opublikowaniu przez Galvaniego swojej pracy (1790) Alessandro Volta wykazał, że żaba nie jest konieczna, używając zamiast tego detektora opartego na sile i papieru nasączonego solanką (jako elektrolit). (Wcześniej Volta ustanowił prawo pojemności C = Q / V z detektorami opartymi na sile). W 1799 roku Volta wynalazł stos galwaniczny, który jest stosem ogniw galwanicznych, z których każde składa się z metalowego dysku, warstwy elektrolitu i dysku z innego metalu. Zbudował go całkowicie z materiału niebiologicznego, aby zakwestionować zwierzęcą teorię elektryczności Galvaniego (i późniejszego eksperymentatora Leopoldo Nobili ) na rzecz własnej teorii elektryczności kontaktowej metal-metal. Carlo Matteucci z kolei skonstruował baterię całkowicie z materiału biologicznego w odpowiedzi na Voltę. Widok elektryczności kontaktowej Volty scharakteryzował każdą elektrodę numerem, który teraz nazwalibyśmy funkcją pracy elektrody. tworzenie H2 _Ten pogląd ignorował reakcje chemiczne na granicy faz elektroda-elektrolit, które obejmują na bardziej szlachetnym metalu w stosie Volty.

Chociaż Volta nie rozumiał działania baterii ani ogniwa galwanicznego, odkrycia te utorowały drogę dla baterii elektrycznych; Komórka Volty została nazwana kamieniem milowym IEEE w 1999 roku.

Jakieś czterdzieści lat później Faraday (patrz prawa elektrolizy Faradaya ) wykazał, że ogniwo galwaniczne — obecnie często nazywane ogniwem galwanicznym — ma naturę chemiczną. Faraday wprowadził nową terminologię do języka chemii: elektroda ( katoda i anoda ), elektrolit i jon ( kation i anion ). Tak więc Galvani błędnie sądził, że źródło elektryczności (lub źródło siły elektromotorycznej (emf) lub siedziba emf) znajdowało się w zwierzęciu, Volta błędnie sądził, że tkwią one we właściwościach fizycznych izolowanych elektrod, ale Faraday poprawnie zidentyfikował źródło emf jak reakcje chemiczne na dwóch interfejsach elektroda-elektrolit. Autorytatywna praca na temat intelektualnej historii ogniwa galwanicznego pozostaje dziełem Ostwalda.

Wilhelm König zasugerował , że obiekt znany jako bateria Bagdadu może reprezentować technologię ogniw galwanicznych ze starożytnej Partii . Wykazano, że repliki wypełnione kwasem cytrynowym lub sokiem winogronowym wytwarzają napięcie. Nie jest jednak pewne, czy taki był jego cel — inni uczeni zwracają uwagę, że jest bardzo podobny do naczyń, o których wiadomo, że służyły do ​​przechowywania zwojów pergaminu.

Zasady

Schemat ogniwa galwanicznego Zn – Cu

Ogniwa galwaniczne są przedłużeniem spontanicznych reakcji redoks, ale zostały zaprojektowane jedynie w celu wykorzystania energii wytwarzanej w tej reakcji. Na przykład, gdy zanurzy się pasek metalicznego cynku (Zn) w wodnym roztworze siarczanu miedzi (CuSO ₄ ), na powierzchni metalicznego cynku zbiorą się ciemne osady i niebieski kolor charakterystyczny dla Cu ²⁺ jon znika z roztworu. Osady na powierzchni metalicznego cynku składają się z metalicznej miedzi, a roztwór zawiera teraz jony cynku. Ta reakcja jest reprezentowana przez

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

W tej reakcji redoks Zn jest utleniany do Zn ²⁺ , a Cu ²⁺ jest redukowany do Cu. Kiedy elektrony są przenoszone bezpośrednio z Zn do Cu ²⁺ , entalpia reakcji jest tracona do otoczenia w postaci ciepła. Jednak tę samą reakcję można przeprowadzić w ogniwie galwanicznym, umożliwiając konwersję części uwolnionej energii chemicznej na energię elektryczną. W najprostszej postaci półogniwo składa się ze stałego metalu (zwanego elektrodą ) , który jest zanurzony w roztworze; roztwór zawiera kationy (+) metalu elektrody i aniony (-) w celu zrównoważenia ładunku kationów. Pełne ogniwo składa się z dwóch półogniw, zwykle połączonych półprzepuszczalną membraną lub mostkiem solnym , który zapobiega osadzaniu się jonów bardziej szlachetnego metalu na drugiej elektrodzie.

Specyficznym przykładem jest ogniwo Daniella (patrz rysunek), w którym półogniwo cynkowe (Zn) zawiera roztwór ZnSO4 ₍ siarczan cynku) i półogniwo miedziane (Cu) zawierające roztwór CuSO4 ₍ siarczan miedzi) . Most solny służy tutaj do zamknięcia obwodu elektrycznego.

Jeśli zewnętrzny przewodnik elektryczny łączy elektrody miedziane i cynkowe, cynk z elektrody cynkowej rozpuszcza się w roztworze jako jony Zn ²⁺ (utlenianie), uwalniając elektrony, które dostają się do zewnętrznego przewodnika. Aby zrekompensować zwiększone stężenie jonów cynku, przez mostek solny jony cynku opuszczają, a aniony wchodzą do półogniwa cynku. W miedzianym półogniwie jony miedzi osadzają się na elektrodzie miedzianej (redukcja), pobierając elektrony opuszczające zewnętrzny przewodnik. Ponieważ jony Cu ²⁺ (kationy) osadzają się na elektrodzie miedzianej, ta ostatnia nazywana jest katodą . Odpowiednio elektroda cynkowa jest anodą . Reakcja elektrochemiczna jest

${\ Displaystyle {\ ce {Zn (s) + Cu ^ {2 +} (aq) -> Zn ^ {2 +}(aq) + Cu(s)}}}$

Jest to ta sama reakcja, co w poprzednim przykładzie. Ponadto elektrony przepływają przez zewnętrzny przewodnik, który jest podstawowym zastosowaniem ogniwa galwanicznego.

Jak omówiono pod napięciem ogniwa , siła elektromotoryczna ogniwa jest różnicą potencjałów półogniwa, miarą względnej łatwości rozpuszczania dwóch elektrod w elektrolicie. Siła elektromotoryczna zależy zarówno od elektrod, jak i elektrolitu, co wskazuje, że siła elektromotoryczna ma charakter chemiczny.

Półreakcje i konwencje

Półogniwo zawiera metal na dwóch stopniach utlenienia . Wewnątrz izolowanego półogniwa zachodzi utleniania-redukcji (redoks), która jest w równowadze chemicznej , warunek zapisany symbolicznie w następujący sposób (tutaj „M” oznacza kation metalu, atom, który ma nierównowagę ładunku z powodu utrata „ n ” elektronów):

M ^{n +} (gatunek utleniony) + n e ⁻ ⇌ M (gatunek zredukowany)

Ogniwo galwaniczne składa się z dwóch półogniw, tak że elektroda jednego półogniwa składa się z metalu A, a elektroda drugiego półogniwa składa się z metalu B; reakcje redoks dla dwóch oddzielnych półogniw są następujące:

ZA ^{n +} + n mi ^- ⇌ ZA

b ^{m +} + m mi ^- ⇌ b

Ogólna zrównoważona reakcja to:

m ZA + n b ^{m +} ⇌ n b + m ZA ^{n +}

Innymi słowy, atomy metali w jednym półogniwie są utleniane, podczas gdy kationy metali w drugim półogniwie są redukowane. Rozdzielając metale na dwa półogniwa, można kontrolować ich reakcję w taki sposób, aby wymusić przenoszenie elektronów przez obwód zewnętrzny, w którym mogą one wykonywać użyteczną pracę .

• Elektrody połączone są metalowym drutem w celu przewodzenia elektronów biorących udział w reakcji.

W jednym półogniwie rozpuszczone kationy metalu B łączą się z wolnymi elektronami, które są dostępne na granicy między roztworem a elektrodą metalu B; kationy te są w ten sposób neutralizowane, co powoduje ich wytrącanie się z roztworu w postaci osadów na elektrodzie metalu-B, w procesie znanym jako powlekanie .

Ta reakcja redukcji powoduje, że wolne elektrony w elektrodzie metalu B, przewodzie i elektrodzie metalu A są wciągane do elektrody metalu B. W konsekwencji elektrony są odrywane od niektórych atomów elektrody metalu A, tak jakby kationy metalu B reagowały z nimi bezpośrednio; te atomy metalu A stają się kationami, które rozpuszczają się w otaczającym roztworze.

W miarę trwania tej reakcji półogniwo z elektrodą metalu-A wytwarza dodatnio naładowany roztwór (ponieważ rozpuszczają się w nim kationy metalu-A), podczas gdy drugie półogniwo wytwarza roztwór naładowany ujemnie (ponieważ kationy metalu-B wytrącić się z niej, pozostawiając aniony); niesłabnąca, ta nierównowaga ładunków powstrzymałaby reakcję. Roztwory półogniw są połączone mostkiem solnym lub porowatą płytką, która umożliwia przechodzenie jonów z jednego roztworu do drugiego, co równoważy ładunki roztworów i umożliwia kontynuację reakcji.

Zgodnie z definicją:

• Anoda jest elektrodą, na której zachodzi utlenianie (utrata elektronów) (elektroda metal-A); w ogniwie galwanicznym jest to elektroda ujemna, ponieważ podczas utleniania elektrony pozostają na elektrodzie. Elektrony te przepływają następnie przez obwód zewnętrzny do katody (elektrody dodatniej) (podczas elektrolizy prąd elektryczny napędza przepływ elektronów w przeciwnym kierunku, a anoda jest elektrodą dodatnią).
• Katoda jest elektrodą, na której zachodzi redukcja (wzmocnienie elektronów) (elektroda typu metal-B) ; w ogniwie galwanicznym jest to elektroda dodatnia, ponieważ jony ulegają redukcji poprzez pobranie elektronów z elektrody i wyłożenie płytki (podczas elektrolizy katoda jest biegunem ujemnym i przyciąga jony dodatnie z roztworu). W obu przypadkach stwierdzenie „ kot hod przyciąga kationy ” jest prawdziwe.

Ogniwa galwaniczne ze swej natury wytwarzają prąd stały . Ogniwo Westona ma anodę złożoną z amalgamatu kadmu i rtęci oraz katodę złożoną z czystej rtęci. Elektrolit jest (nasyconym) roztworem siarczanu kadmu . Depolaryzator to pasta z siarczanu rtęci. Gdy roztwór elektrolitu jest nasycony, napięcie ogniwa jest bardzo powtarzalne; stąd w 1911 roku został przyjęty jako międzynarodowy standard napięcia.

Bateria to zestaw ogniw galwanicznych, które są połączone ze sobą w celu utworzenia pojedynczego źródła napięcia. Na przykład typowy akumulator kwasowo-ołowiowy 12 V ma sześć ogniw galwanicznych połączonych szeregowo z anodami złożonymi z ołowiu i katodami złożonymi z dwutlenku ołowiu, oba zanurzone w kwasie siarkowym . Duże akumulatornie , np. w centrali telefonicznej zasilającej telefony użytkowników w centrali, mogą mieć ogniwa połączone szeregowo i równolegle.

Napięcie ogniwa

Napięcie ( siła elektromotoryczna E ^o ) wytwarzane przez ogniwo galwaniczne można oszacować ze standardowej zmiany energii swobodnej Gibbsa w reakcji elektrochemicznej zgodnie z wzorem:

$${\ Displaystyle E _ {\ tekst {komórka}} ^ {o} = - \ Delta _ {r} G ^ {o} / (\ nu _ {$$

gdzie ν _e jest liczbą elektronów przeniesionych w zrównoważonych reakcjach połówkowych, a F jest stałą Faradaya . Można to jednak określić wygodniej, stosując standardową tabelę potencjałów dla dwóch zaangażowanych półogniw . Pierwszym krokiem jest zidentyfikowanie dwóch metali i ich jonów reagujących w komórce. Następnie sprawdzamy standardowy potencjał elektrody , Eo , w woltach , ^dla każdej z dwóch reakcji połówkowych . Standardowy potencjał ogniwa jest równy bardziej dodatniej ^wartości Eo minus bardziej ujemnej ^wartości Eo .

Na przykład na powyższym rysunku roztwory to CuSO ₄ i ZnSO ₄ . Każdy roztwór ma w sobie odpowiedni metalowy pasek i mostek solny lub porowaty krążek łączący oba roztwory i umożliwiający swobodny przepływ jonów SO
²⁻ _{4 między roztworami miedzi i cynku.} Aby obliczyć potencjał standardowy, sprawdza się reakcje połówkowe miedzi i cynku i znajduje:

  Cu ²⁺ + 2
e ⁻
⇌ Cu E ^o = +0,34 V

  Zn ²⁺ + 2
e ⁻
⇌ Zn E ^o = −0,76 V

Zatem ogólna reakcja jest następująca:

Cu ²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn ²⁺

Standardowy potencjał reakcji wynosi wtedy +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V. Biegunowość ogniwa określa się w następujący sposób. Cynk metaliczny jest silniej redukujący niż metaliczny miedź, ponieważ standardowy (redukcyjny) potencjał cynku jest bardziej ujemny niż miedzi. W ten sposób metaliczny cynk straci elektrony na rzecz jonów miedzi i wytworzy dodatni ładunek elektryczny. Stała równowagi , K , dla komórki jest dana wzorem:

$${\ tekst {komórka}} ^ {o}} {RT}}}$$

gdzie F to stała Faradaya , R to stała gazowa , a T to temperatura w kelwinach . Dla komórki Daniella K jest w przybliżeniu równe 1,5 × 10 ³⁷ . Tak więc w stanie równowagi przenoszonych jest kilka elektronów, co wystarcza do naładowania elektrod.

Rzeczywiste potencjały półogniw należy obliczyć za pomocą równania Nernsta , ponieważ jest mało prawdopodobne, aby substancje rozpuszczone znajdowały się w swoich standardowych stanach:

$${\ Displaystyle E _ {\ tekst {pół ogniwa}} = E ^ {o} - {\ Frac {RT} {\ nu _ {e} F}}\ln _{e}Q}$$

gdzie Q jest ilorazem reakcji . Gdy ładunki jonów w reakcji są równe, upraszcza się to do:

$$\ Displaystyle E _ {\ tekst {półogniwo}} = E ^ {o} -2,303 {\ Frac {RT} \nu _{e}F}}\log _{10}\left\{{\text{M}}^{n+}\right\}}$$

gdzie {M ^{n +} } jest aktywnością jonu metalu w roztworze. W praktyce zamiast aktywności stosuje się stężenie w mol/l. Elektroda metalowa jest w stanie standardowym, więc z definicji ma aktywność jednostkową. Potencjał całej komórki uzyskuje się jako różnicę między potencjałami dwóch półogniw, a więc zależy on od stężeń obu rozpuszczonych jonów metali. Jeśli stężenia są takie same, ${\ Displaystyle E _ {\ tekst {komórka}} = E _ {\ tekst {komórka}} ^ {o}},$ a równanie Nernsta nie jest potrzebne w przyjętych tutaj warunkach .

Wartość 2,303 R / F wynosi 1,9845 × 10-4 V/K , więc w temperaturze 25 ° C ( ^298,15 K) potencjał półogniwa zmieni się tylko o 0,05918 V/ ν _e , jeśli stężenie jonu metalu wzrośnie lub zmniejszyła się 10-krotnie.

$${\ Displaystyle E _ {\ tekst {półogniwo}} = E ^ {o} - {\ Frac {0,05918 \ {\ tekst { V}}}{\nu _{e}}}\log _{10}\left[{\text{M}}^{n+}\right]}$$

Obliczenia te opierają się na założeniu, że wszystkie reakcje chemiczne przebiegają w równowadze. Kiedy w obwodzie płynie prąd, warunki równowagi nie są osiągane, a napięcie ogniwa jest zwykle zmniejszane przez różne mechanizmy, takie jak powstawanie nadpotencjałów . Ponadto, ponieważ reakcje chemiczne zachodzą, gdy ogniwo wytwarza energię, zmieniają się stężenia elektrolitów i zmniejsza się napięcie ogniwa. Konsekwencją zależności temperaturowej potencjałów standardowych jest to, że napięcie wytwarzane przez ogniwo galwaniczne jest również zależne od temperatury.

Korozja galwaniczna

Główny artykuł: Korozja galwaniczna

Korozja galwaniczna to elektrochemiczna erozja metali. Korozja występuje, gdy dwa różne metale stykają się ze sobą w obecności elektrolitu , takiego jak słona woda. Tworzy to ogniwo galwaniczne, w którym wodór tworzy się na bardziej szlachetnym (mniej aktywnym) metalu. Powstały potencjał elektrochemiczny wytwarza następnie prąd elektryczny, który elektrolitycznie rozpuszcza mniej szlachetny materiał. Cela koncentracyjna może powstać, jeśli ten sam metal zostanie wystawiony na działanie elektrolitu o dwóch różnych stężeniach.

typy

• Cela koncentracyjna
• Ogniwo elektrolityczne
• Ogniwo elektrochemiczne
• Bateria cytrynowa
• Ogniwo termogalwaniczne

Zobacz też

• Reaktor bioelektrochemiczny
• Potencjał spoczynkowy
• Generator bio-nano
• Notacja komórki
• Odsiarczanie
• Inżynieria elektrochemiczna
• Potencjał elektrody
• Elektrohydrogeneza
• Elektrosynteza
• Enzymatyczne ogniwo biopaliwowe
• Seria galwaniczna
• Elektrochemia izotopów
• Lista typów baterii
• Anoda ofiarna

Linki zewnętrzne

• Jak zbudować galwaniczną baterię ogniw z witryny MiniScience.com
• Ogniwo galwaniczne , animacja
• Interaktywna animacja ogniwa galwanicznego . Grupa Badawcza ds. Edukacji Chemicznej, Uniwersytet Stanowy Iowa.
• Reakcje przenoszenia elektronów i potencjały redoks w ogniwach GALVANic - co dzieje się z jonami na granicy faz (NERNST, FARADAY) (wideo SciFox na TIB AV-Portal)