Name: galvanic cells and battery reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 47 s
Channel: JoVE

يولّد تفاعل أكسدة واختزال تلقائي كهرباء،تستطيع تغذية أجهزة كهربائية. ولكن كيف يعمل؟لنأخذ تفاعل الأكسدة والاختزال بين النحاس ومحلول نترات الفضة. عند وضعها في وعاء واحد،يتأكسد النحاس إلى أيونات نحاسية،بينما تُختزل أيونات الفضة إلى راسب فضة.انتقال الإلكترونات هنا مباشر ولا يُولّد تيارًا كهربائيًا. إلّا أن أنصاف التفاعل هذه،عند فصلها فيزيائيًا والتوصيل بينها بواسطة دائرة خارجية،يُلاحظ وجود تيار كهربائي. هذا التركيب يُسمى خلية كهروكيميائية،وتُعرّف أكثر على أنها خلية جلفانيةأو خلية فولتية لتفاعل أكسدة واختزال تلقائي.تتكون الخلية الجلفانية من نصفي-خليتين يحتوي كل منهما علي خليط نصف-تفاعل من قضيب معدني صلب موضوع داخل محلول كهروليت مقابل له. الخليطان هنا،هما نحاس داخل محلول نترات النحاس المائي،وفضة داخل محلول نترات الفضة المائي. المواد المتفاعلة المفصولة تُبدي جهد خلية،ولكن في غياب اتصال خارجي،لا يحدث أي تفاعل أو تدفق للإلكترونات.عند توصيلهما خارجيًا،تُجبر الإلكترونات على التدفق بصورة غير مباشرة عبر الدائرة الخارجية،مما يمكن التفاعلين من الحدوث على كلا القطبين. بالاتفاق،يحدث التأكسد عند المصعد الذي يحمل الشحنة السالبة،ويحدث الاختزال عند المهبط الذي يحمل الشحنة الموجبة. عند انتقال الإلكترونات،تتشكل أيونات موجبة في نصف خلية الأكسدة،وتتشكل أيونات سالبة في نصف خلية الاختزال.يتسبب هذا في تراكم الشحنات السالبة والموجبة،مما يمنع تدفق مزيد من الإلكترونات،والتي يجب تحييدها باستمرار كي يستمر التفاعل. وهكذا يتم التوصيل بين نصفي الخليتين بجسر ملحي:أنبوب على شكل حرف U مقلوب،يحتوي على معجون أو مادة هلامية مكونة من كهروليت خامل كنترات الصوديوم. ومع تواصل تفاعل الأكسدة والاختزال،تتدفق الأيونات المقابلة في نصفي الخليتين لضمان حيادية الشحنات دون خلط للكهروليت.تُستخدم تدوينات خاصة أو رسومات تخطيطية،لوصف الخلية الجلفانية. يُمثل التأكسد على الطرف الأيسر والاختزال على الطرف الأيمن. يدل الخط العمودي المزدوج على جسر الملح الموصل بين نصفي الخليتين،بينما تدل الخطوط العمودية المنفردة على الوسائط بين مراحل المكوّنات.إذا تواجد مكوّنان أو أكثر أثناء المرحلة ذاتها،توضع بينهما فواصل.

الخلايا الفولتية / الجلفانية

Voltaic/Galvanic Cells

التفاعلات الكيميائية العفوية تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال العفوية بكثرة في الطبيعة. يعد التفاعل الكيميائي الذي يحدث في بطارية AA يمكن التخلص منها تعمل على تشغيل أجهزة التحكم عن بُعد أحد الأمثلة على تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي. مثال آخر هو غمر الأسلاك النحاسية الملفوفة في محلول مائي من نترات الفضة. يُظهر التفاعل تغيرًا تدريجيًا في اللون ومثيرًا للإعجاب بصريًا من عديم اللون إلى اللون الأزرق الساطع وتشكيل ترسب رمادي على السلك النحاسي. في هذه التجربة ، يخضع النحاس للأكسدة لتكوين أيونات نحاسية ، مما يجعل المحلول أزرقًا ، في حين يتم تقليل أيونات الفضة لتشكيل ترسبات فضية على السلك. يمكن تلخيص رد الفعل على النحو التالي: <img alt = "Eq1" src = "/ files / ftp_upload / 11434 / 11434_Equation_1.png" style = "text-align: center؛ height: 105px؛" /> هنا ، يوجد انتقال مباشر وتلقائي للإلكترونات من الأسلاك النحاسية إلى أيونات الفضة المائية. الخلايا الكهروكيميائية والخلايا الجلفانية افترض أن الجهاز يحتوي على جميع المواد المتفاعلة ومنتجات نظام الأكسدة والاختزال ولكنه يمنع الاتصال الجسدي بين المواد المتفاعلة. لذلك ، يتم منع النقل المباشر للإلكترونات ؛ بدلاً من ذلك ، يحدث بشكل غير مباشر من خلال دائرة خارجية تتصل بالمتفاعلات المنفصلة. يشار إلى الأجهزة من هذا النوع عمومًا باسم الخلايا الكهروكيميائية . الخلية الكهروكيميائية هي أداة يتم فيها توليد تيار كهربائي عن طريق تفاعل الأكسدة والاختزال دون اتصال مباشر بين الذرات المتفاعلة. تُعرف الخلايا الكهروكيميائية التي ينشأ فيها تيار نتيجة تفاعل أكسدة اختزال تلقائي بالخلايا الجلفانية أو الفولتية (تحمل اسم لويجي جالفاني وأليساندرو فولتا). مكونات الخلية الجلفانية يوضح الشكل 1. خلية كلفانية تعتمد على التفاعل التلقائي بين النحاس والفضة (I). تتكون الخلية الجلفانية النموذجية من خليتين ، تحتوي كل منهما على زوج مترافق من الأكسدة والاختزال ، أو زوجان ، من مادة تفاعل واحدة. تحتوي نصف الخلية الموجودة على اليسار على زوجي Cu (0) / Cu (II) في شكل رقائق نحاسية صلبة ومحلول مائي من نترات النحاس. تحتوي نصف الخلية اليمنى على الزوجين Ag (I) / Ag (0) كرقائق فضية صلبة ومحلول مائي من نترات الفضة. يتم توصيل دائرة خارجية بكل نصف خلية عند الرقاقة الصلبة الخاصة بها ، مما يعني أن كل من Cu و Ag احباط وظيفة قطب كهربائي . يحدث التفاعل عند السطح البيني بين كل خليط من خليط تفاعل نصف خلية والإلكترود الخاص به. القطب الموجب هو القطب الذي تحدث فيه الأكسدة ويحمل شحنة سالبة ، بينما القطب السالب هو القطب الذي يحدث فيه الاختزال ، ويحمل شحنة موجبة. ترتبط نصف الخلايا بجسر ملح ، وهو أنبوب مقلوب على شكل حرف U يحتوي على هلام أو معجون من إلكتروليت خامل مثل كلوريد البوتاسيوم أو نترات الأمونيوم. يساعد جسر الملح على إبقاء مخاليط التفاعل منفصلة مع ضمان توازن شحن التفاعل. ينتج التفاعل التلقائي في هذه الخلية الكاتيونات Cu 2+ في نصف خلية الأنود ويستهلك أيونات Ag + في نصف خلية الكاثود ، مما يؤدي إلى تدفق تعويضي من الخامل أيونات من جسر الملح الذي يحافظ على توازن الشحن. يوفر جسر الملح تدفقًا للأيونات الخاملة ، مما يضمن استمرار التفاعل عن طريق تحييد تراكم الأيونات الموجبة والسالبة في الأنود والكاثود. ومن ثم ، تتم موازنة التركيزات المتزايدة لـ Cu 2+ في نصف خلية الأنود بتدفق NO 3 & # 8722؛ من جسر الملح ، بينما تدفق Na + في نصف خلية الكاثود يعوض عن تناقص تركيز Ag + . <img alt = "Image1" src = "/ files / ftp_upload / 11434 / 11434_Image1.png" style = "text-align: center؛ height: 350px؛" /> الشكل 1 : خلية كلفانية تعتمد على التفاعل التلقائي بين أيونات النحاس والفضة (I). 
 تمثيل خلية كلفانية باستخدام مخططات الخلية أو تدوينات الخلية يتم تمثيل الخلية الجلفانية بشكل رمزي باستخدام مخططات الخلية أو تدوينات الخلية. & # 8226 ؛ & # 160 ؛ في مخططات الخلية ، يتم تمثيل جميع الواجهات بين مراحل المكون بخطوط متوازية عمودية. & # 8226 ؛ & # 160 ؛ & # 160 ؛ في حالة وجود مكونين أو أكثر في نفس المرحلة ، يتم فصلهما في التمثيل باستخدام الفواصل. & # 8226 ؛ & # 160 ؛ & # 160 ؛ يتم تمثيل الأنود على يسار التخطيطي والكاثود إلى اليمين. & # 8226 ؛ & # 160 ؛ & # 160 ؛ يشير الخط الرأسي المزدوج إلى جسر ملح أو قسم مسامي بين نصفي رد الفعل. & # 8226 ؛ '' على سبيل المثال ، تتكون الخلية الجلفانية أعلاه من أنود نحاسي صلب مغمور في نترات نحاس مائي (II) متصل عبر جسر ملح بمحلول نترات الفضة المائي (I) مغمور فيه كاثود فضي صلب. يؤدي تحويل هذه العبارة إلى رمزية باتباع الإرشادات المذكورة أعلاه إلى تخطيط الخلية: <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />هذا النص مقتبس من <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">Openstax, Chemistry 2e</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">,</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">17.2 Galvanic Cells. </a>

التفاعلات الكيميائية العفوية
تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال التلقائية بكثرة في الطبيعة. التفاعل الكيميائي الذي يحدث في بطارية AA يمكن التخلص منها تعمل على تشغيل ...

Education

JoVE Core

Chemistry

الكيمياء

واحد

Electrochemistry

الكيمياء الكهربائية

KEY TERMS AND CONCEPTS

المصطلحات والمفاهيم الأساسية

galvanic cells and battery reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire.

In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the same time, silver ions gain electrons and become silver metal on the copper wire. This is a direct, spontaneous transfer of electrons from copper to the aqueous silver ions.

An electrochemical cell keeps the reactants and products of a redox reaction in the same device but prevents the reacting atoms from touching. Because of this separation, electrons move indirectly through an external circuit instead of moving by direct contact. When the current comes from a spontaneous redox reaction, the cell is called a galvanic cell or a voltaic cell. These names come from Luigi Galvani and Alessandro Volta.

A galvanic cell has two half-cells, and each half-cell contains one redox couple. In the copper-silver cell, the left half-cell contains the Cu(0)/Cu(II) couple as solid copper foil in copper nitrate solution. The right half-cell contains the Ag(I)/Ag(0) couple as solid silver foil in silver nitrate solution. Each metal foil is an electrode because the external circuit connects to it.

The reaction happens at the boundary between each solution and its electrode. Oxidation occurs at the anode, which carries a negative charge. Reduction occurs at the cathode, which carries a positive charge. The two half-cells are joined by a salt bridge, an inverted U-tube with a gel or paste of an inert electrolyte such as potassium chloride or ammonium nitrate.

The salt bridge keeps the half-reactions separate and helps maintain charge balance. As copper ions build up in the anode half-cell, inert nitrate ions move in to balance the charge. At the cathode, silver ions are used up, so inert sodium ions can move in to compensate. This ion flow helps the cell keep running.

A galvanic cell can also be written as a cell notation, or cell schematic. Vertical lines show phase boundaries, and a double line shows the salt bridge or a porous partition. By convention, the anode is written on the left and the cathode on the right. The notation starts with the anode and moves left to right through each phase and interface until it ends at the cathode, such as in the copper-silver cell described here.

Galvanic Cells and Battery Reactions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Explore how galvanic cells turn spontaneous redox reactions into electric current, using battery chemistry, half-cells, electrodes, salt bridges, and cell notation.

Galvanic Cells and Battery Reactions | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Galvanic Cells and Battery Reactions

Description

Transcript