- Частини гальванічної комірки
- Функціонування
- Реакції окислення та відновлення
- Соляний міст
- Потенціали окислення та відновлення
- Символічне зображення гальванічної клітини
- Програми
- Гальванічна клітина в повсякденному житті
- Побудова саморобної гальванічної комірки
- матеріали
- Процес
- Список літератури
Гальванічний елемент або гальванічний елемент являє собою тип гальванічного елемента , який складається з двох різних металів , занурених у дві половини клітин, в яких з'єднання в розчині активує спонтанну реакцію.
Потім один з металів в одній з половинок комірок окислюється, тоді як метал у другій половині комірки відновлюється, виробляючи обмін електронами через зовнішній ланцюг. Це дає можливість скористатися електричним струмом.
Рисунок 1. Схема та частини гальванічної комірки. Джерело: corinto.pucp.edu.pe.
Назва "гальванічна клітина" - на честь одного з піонерів експериментів з електрикою: італійського лікаря та фізіолога Луїджі Гальвані (1737-1798).
У 1780 році Гальвані виявив, що якщо кабелі різних металів були з'єднані в один кінець, а вільні кінці були приведені в контакт з гроном (мертвої) жаби, тоді відбулося стиснення.
Однак першим, хто побудував електрохімічний осередок для виробництва електроенергії, був італійський Алессандро Вольта (1745-1827) у 1800 році, а отже, альтернативна назва вольтаїчної клітини.
Частини гальванічної комірки
Частини гальванічної комірки показані на малюнку 1 і є наступними:
1.- Анодна півклітина
2.- Анодний електрод
3.- Анодний розчин
4.- Напівклітина катода
5.- Катодний електрод
6.- Катодний розчин
7.— Сольовий міст
8.- Металевий провідник
9.- Вольтметр
Функціонування
Для пояснення роботи гальванічної комірки скористаємося нижньою:
Малюнок 2. Дидактична модель гальванічної комірки. Джерело: slideserve.com
Фундаментальна ідея гальванічної комірки полягає в тому, що метал, який зазнає реакції окислення, фізично відокремлюється від металу, який редукується, таким чином, що обмін електронами відбувається через зовнішній провідник, що дозволяє скористатися потоком електричного струму, наприклад, увімкнути лампочку або світлодіод.
На малюнку 2 в лівій півклітині є металева мідна (Cu) стрічка, занурена в розчин мідного купоросу (CuS0 4 ), а в правій півклітині - цинкова (Zn) стрічка, занурена в розчин сульфату цинку (ZnSO 4 ).
Слід зазначити, що в кожній половинці клітини метал кожного з них присутній у двох окислювальних станах: нейтральних атомах металу та іонах металів солі того ж металу в розчині.
Якщо металеві стрічки не з'єднані зовнішнім струмопровідним дротом, то обидва метали окислюються окремо у відповідних осередках.
Однак, оскільки вони електрично пов'язані, трапляється, що в Zn відбувається окислення, тоді як у Cu буде реакція відновлення. Це тому, що ступінь окислення цинку більша, ніж у міді.
Окислений метал дає електрону металу, який зменшується через зовнішній провідник, і цей потік струму може бути використаний.
Реакції окислення та відновлення
Реакція, що відбувається з правого боку між електродом металевого цинку та водним розчином сульфату цинку, полягає в наступному:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Атом цинку (твердий) на поверхні анодного електрода в правій половині клітини, стимульований позитивними іонами цинку в розчині, віддає два електрони і вивільняється з електрода, переходячи у водний розчин у вигляді подвійного позитивного іона цинку.
Ми розуміємо, що чистим результатом було те, що нейтральний атом цинку з металу через втрату двох електронів став іоном цинку, який додається до водного розчину, так що цинковий стрижень втратив один атом і розчину придбали позитивний подвійний іон.
Вивільнені електрони вважають за краще рухатися через зовнішній провід у бік металу іншої позитивно зарядженої півклітини (катода +). Цинковий бар втрачає масу, оскільки його атоми поступово переходять у водний розчин.
Окислення цинку можна узагальнити так:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Реакція, що відбувається з лівого боку, схожа, але мідь у водному розчині захоплює два електрони (з другої половинки) і осідає на мідному електроді. Коли атом підхоплює електрони, він, як кажуть, скорочується.
Реакція відновлення міді записується так:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Мідний брусок набирає маси, оскільки іони розчину переходять до бруска.
Окислення відбувається на аноді (негативний), який відштовхує електрони, тоді як зменшення відбувається на катоді (позитивному), який притягує електрони. Обмін електронами відбувається через зовнішній провідник.
Соляний міст
Соляний міст врівноважує заряди, що накопичуються у двох половинах комірок. Позитивні іони накопичуються в анодній півклітині, тоді як у катодній клітині залишається надлишок негативних іонів сульфату.
Для сольового мосту використовується розчин солі (наприклад, хлорид натрію або хлорид калію), який не втручається в реакцію, який знаходиться в перевернутій U-подібній трубці, її кінці забиті стінкою пористого матеріалу.
Єдине призначення сольового мосту полягає в тому, щоб іони фільтрували в кожну клітинку, врівноважуючи або нейтралізуючи зайвий заряд. Таким чином виробляється струмовий потік через сольовий міст, через іони солі, який закриває електричний ланцюг.
Потенціали окислення та відновлення
Стандартними потенціалами окиснення та відновлення вважаються такі, що виникають на аноді та катоді при температурі 25ºC та з розчинами концентрації 1М (один моляр).
Для цинку його стандартний потенціал окислення становить E ox = +0,76 В. Тоді як стандартний потенціал відновлення для міді E червоний = +0,34 В. Електрорушійна сила (ЕМП), що виробляється цією гальванічною коміркою, становить : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 В.
Глобальну реакцію гальванічної клітини можна записати так:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Враховуючи сульфат, чиста реакція:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Сульфат - це стороння людина, в той час як метали обмінюються електронами.
Символічне зображення гальванічної клітини
Гальванічна клітина на фігурі 2 символічно представлена так:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
За умовою, метал, який окислює і утворює анод (-), завжди розміщується зліва, а його іон у водному стані відокремлюється бруском (-). Анодна півклітина відокремлена від катодного один двома брусками (-), що представляють сольовий міст. Праворуч розміщується металева половина комірки, яка скорочується і утворює катод (+).
У символічному зображенні гальванічної комірки крайній лівий завжди - це метал, який окислюється, а метал, який редукується, розміщується в крайньому правому куті (у твердому стані). Слід зазначити, що на малюнку 2 напівкліти знаходяться у зворотному положенні відносно звичайного символічного зображення.
Програми
Знаючи стандартні потенціали окислення різних металів, можна визначити електрорушійну силу, яку буде виробляти гальванічна клітина, побудована з цих металів.
У цьому розділі ми застосуємо те, що було сказано в попередніх розділах, щоб обчислити чисту електрорушійну силу комірки, побудованої з інших металів.
Як приклад застосування ми розглядаємо гальванічну клітинку заліза (Fe) та міді (Cu). Як дані наведені наступні реакції відновлення та їх стандартний відновний потенціал, тобто при 25ºC та 1М концентрації:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). Мережа Е1 = -0,44 В
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 червоний = +0,34 V
Попрошується знайти чисту електрорушійну силу, вироблену наступною гальванічною коміркою:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
У цій клітині залізо окислюється і є анодом гальванічної клітини, в той час як мідь відновляється і є катодом. Потенціал окислення заліза дорівнює, але протилежний його відновного потенціалу, тобто E1 oxd = +0,44.
Для отримання електрорушійної сили, виробленої цією гальванічною коміркою, ми додаємо потенціал окислення заліза з відновним потенціалом міді:
emf = E1 oxd + E2 червоний = -E1 червоний + E2 червоний = 0,44 В + 0,34 В = 0,78 В.
Гальванічна клітина в повсякденному житті
Гальванічні клітини для щоденного використання дуже відрізняються за формою від того, що використовується як дидактична модель, але принцип їх роботи той же.
Найчастіше використовується клітинка - лужна батарея 1,5 В у різних її презентаціях. Перша назва походить, тому що це набір комірок, з'єднаних послідовно з метою збільшення ЕРС.
Літієві акумуляторні батареї також базуються на тому ж принципі роботи, що і гальванічні комірки, і використовуються в смартфонах, годинниках та інших пристроях.
Таким же чином свинцеві акумулятори для автомобілів, мотоциклів і катерів мають 12 В і базуються на тому ж принципі роботи гальванічної комірки.
Гальванічні клітини використовуються в естетиці та регенерації м’язів. Існують засоби для обличчя, які складаються з подачі струму через два електроди у формі валика або сфери, які очищають і тонізують шкіру.
Поточні імпульси також застосовуються для регенерації м’язів у людей, які перебувають у стані прострації.
Побудова саморобної гальванічної комірки
Існує багато способів побудови саморобної гальванічної клітини. Одним з найпростіших є використання оцту в якості розчину, сталевих цвяхів і мідних дротів.
матеріали
-Одноразові пластикові стаканчики
-Білий оцет
-Дві сталеві гвинти
-Дві частини оголеного мідного дроту (без ізоляції чи лаку)
-А вольтметр
Процес
-Залийте ¾ частини склянки оцтом.
-З'єднайте два сталевих гвинта з декількома витками дроту, залишаючи шматочок дроту розкрученим.
Розмотаний кінець мідного дроту зігнутий у перевернуту форму U, щоб він опирався на край склянки, а гвинти занурились у оцет.
Малюнок 3. Домашня гальванічна клітина та мультиметр. Джерело: youtube.com
Ще один шматок мідного дроту також зігнутий у перевернутому U і підвішений на краю склянки в положенні, діаметрально протилежному зануреним гвинтам, так що одна частина міді залишається всередині оцту, а інша частина мідного дроту зовні склянки.
Вільні кінці проводів вольтметра з'єднані для вимірювання електрорушійної сили, що виробляється цією простою клітиною. ЕМП клітин цього типу становить 0,5 В. Для вирівнювання ЕРС лужної батареї необхідно створити ще дві комірки та з'єднати три послідовно, щоб вийшов акумулятор 1,5 В
Список літератури
- Борнео, Р. Гальванічні та електролітичні клітини. Відновлено з: classdequimica.blogspot.com
- Седрон, Дж. Загальна хімія. PUCP. Відновлено з: corinto.pucp.edu.pe
- Фаррера, Л. Вступ до електрохімії. Кафедра фізикохімії УНАН. Відновлено з: depa.fquim.unam.mx.
- Вікіпедія. Електрохімічна клітина. Відновлено з: es.wikipedia.com.
- Вікіпедія. Гальванічна клітина. Відновлено з: es.wikipedia.com.