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

Eine spontane Redoxreaktion erzeugt Elektrizität, die elektrische Geräte mit Strom versorgen kann. Aber wie funktioniert das?
Betrachten Sie die Redoxreaktion zwischen Kupfer und einer Silbernitratlösung. Wenn das Kupfer in ein Gefäß gegeben wird, wird es zu Kupferionen oxidiert, während die Silberionen zu einem Silberniederschlag reduziert werden. Hier erfolgt die Übertragung der Elektronen direkt und es wird kein elektrischer Strom erzeugt.
Wenn diese Halbreaktionen jedoch physikalisch getrennt und über einen externen Stromkreis verbunden werden, wird ein elektrischer Strom beobachtet. Dieser Aufbau wird als elektrochemische Zelle bezeichnet, die weiter definiert ist als galvanische oder voltaische Zelle für eine spontane Redoxreaktion.
Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen, die die Halbzellen-Reaktionsgemische einer festen Metallelektrode in ihrer entsprechenden Elektrolytlösung enthalten. Hier handelt es sich um Kupfer in wässrigem Kupfernitrat und Silber in wässrigem Silbernitrat.
Die getrennten Reaktanten erfahren ein Zellpotential, aber ohne eine externe Verbindung findet keine Reaktion oder Elektronenfluss statt. Einmal extern verbunden, werden die Elektronen gezwungen, indirekt über den externen Stromkreis zu fließen, wodurch die Reaktionen an den jeweiligen Elektroden stattfinden können.
Gemäß der Konvention findet die Oxidation an der Anode mit einer negativen Ladung und die Reduktion an der Kathode mit einer positiven Ladung statt.
Beim Elektronentransfer werden in der Oxidationshalbzelle positive Ionen und in der Reduktionshalbzelle negative Ionen gebildet. Dies bewirkt einen positiven und negativen Ladungsaufbau, der einen weiteren Elektronenfluss verhindert und kontinuierlich neutralisiert werden muss, damit die Reaktion fortschreiten kann.
So sind die beiden Halbzellen durch eine Salzbrücke verbunden: ein umgekehrtes U-Rohr, das eine Paste oder ein Gel aus einem inerten Elektrolyten wie Natriumnitrat enthält. Im Verlauf der Redoxreaktion fließen die Gegenionen in die jeweiligen Halbzellen, um eine Ladungsneutralität ohne Vermischung der Elektrolyte zu gewährleisten.
Spezielle Notationen oder Zellenschemata werden verwendet, um eine galvanische Zelle zu beschreiben.
Auf der linken Seite ist die Oxidation und auf der rechten Seite die Reduktion dargestellt. Eine doppelte vertikale Linie zeigt eine Salzbrücke, die die beiden Halbzellen verbindet, während einfache vertikale Linien die Grenzflächen zwischen den einzelnen Phasen anzeigen.
Wenn zwei oder mehr Komponenten in derselben Phase vorhanden sind, werden sie durch Kommas getrennt.

voltaische/galvanische zellen

Voltaic/Galvanic Cells

Spontane chemische Reaktionen

Spontane Redoxreaktionen kommen in der Natur häufig vor. Die chemische Reaktion, die in einer Einweg-AA-Batterie abläuft, die unsere Fernbedienungen mit Strom versorgt, ist ein Beispiel für eine spontane Redoxreaktion. Ein weiteres Beispiel ist das Eintauchen von gewickeltem Kupferdraht in eine wässrige Silbernitratlösung. Die Reaktion zeigt einen allmählichen, optisch eindrucksvollen Farbumschlag von farblos zu leuchtendem Blau und die Bildung eines grauen Niederschlags auf dem Kupferdraht. In diesem Experiment wird das Kupfer oxidiert, um Kupferionen zu bilden, wodurch die Lösung blau wird, während die Silberionen reduziert werden und einen Silberniederschlag auf dem Draht bilden.

Die Reaktion lässt sich wie folgt zusammenfassen:

<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;">

Dabei kommt es zu einer direkten und spontanen Übertragung von Elektronen vom Kupferdraht auf die wässrigen Silberionen.

Elektrochemische Zellen und galvanische Zellen

Angenommen, ein Gerät enthält alle Reaktanten und Produkte eines Redoxsystems, verhindert jedoch den physischen Kontakt zwischen den Reaktanten. Daher wird die direkte Übertragung von Elektronen verhindert; Stattdessen erfolgt dies indirekt über einen externen Kreislauf, der die getrennten Reaktanten kontaktiert. Geräte dieser Art werden im Allgemeinen als elektrochemische Zellen bezeichnet.

Eine elektrochemische Zelle ist ein Instrument, in dem durch eine Redoxreaktion ohne direkten Kontakt zwischen den reagierenden Atomen ein elektrischer Strom erzeugt wird. Die elektrochemischen Zellen, in denen aufgrund einer spontanen Redoxreaktion ein Strom erzeugt wird, werden als galvanische oder voltaische Zellen bezeichnet (benannt nach Luigi Galvani und Alessandro Volta).

Komponenten einer galvanischen Zelle

Eine galvanische Zelle, die auf der spontanen Reaktion zwischen Kupfer und Silber(I) basiert, ist in Abbildung 1 dargestellt. Eine typische galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen, die jeweils ein Redox-Konjugatpaar oder -paar eines einzelnen Reaktanten enthalten. Die Halbzelle links enthält das Cu(0)/Cu(II)-Paar in Form einer festen Kupferfolie und einer wässrigen Lösung von Kupfernitrat. Die rechte Halbzelle enthält das Ag(I)/Ag(0)-Paar als feste Silberfolie und eine wässrige Silbernitratlösung. Mit jeder Halbzelle ist an ihrer massiven Folie ein externer Stromkreis verbunden, d. h. die Cu- und Ag-Folie fungieren jeweils als Elektrode. Die Reaktion findet an der Grenzfläche zwischen jeder Halbzellen-Reaktionsmischung und ihrer jeweiligen Elektrode statt. Die Anode ist die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet, und sie trägt eine negative Ladung, während die Kathode die Elektrode ist, an der die Reduktion stattfindet, und sie trägt eine positive Ladung. 

Die beiden Halbzellen sind durch eine Salzbrücke verbunden, bei der es sich um ein umgekehrtes U-Rohr handelt, das ein Gel oder eine Paste eines inerten Elektrolyten wie Kaliumchlorid oder Ammoniumnitrat enthält. Die Salzbrücke trägt dazu bei, die Reaktionsmischungen getrennt zu halten und gleichzeitig den Ladungsausgleich der Reaktion sicherzustellen. Die spontane Reaktion in dieser Zelle erzeugt Cu2+-Kationen in der Anodenhalbzelle und verbraucht Ag+-Ionen in der Kathodenhalbzelle, was zu einem kompensatorischen Fluss inerter Ionen aus der Salzbrücke führt, der das Ladungsgleichgewicht aufrechterhält. Die Salzbrücke sorgt für einen Fluss inerter Ionen und stellt sicher, dass die Reaktion weitergeht, indem sie die Ansammlung positiver und negativer Ionen an Anode und Kathode neutralisiert. Somit werden steigende Konzentrationen von Cu2+ in der Anodenhalbzelle durch einen Zufluss von NO3− aus der Salzbrücke ausgeglichen, während ein Fluss von Na+ in die Kathodenhalbzelle die abnehmende Ag+-Konzentration kompensiert.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;">

Abbildung 1: Eine galvanische Zelle, die auf der spontanen Reaktion zwischen Kupfer- und Silber(I)-Ionen basiert.

Darstellung einer galvanischen Zelle mithilfe von Zellschemata oder Zellnotationen

Die galvanische Zelle wird symbolisch durch Zellschaltpläne oder Zellnotationen dargestellt. 

<ul style="padding-left: 35px; list-style-type: disc;">
 <li>In Zellschaltplänen werden alle Schnittstellen zwischen den Komponentenphasen durch vertikale parallele Linien dargestellt.</li>
 <li>Wenn zwei oder mehr Komponenten in derselben Phase vorhanden sind, werden sie in der Darstellung durch Kommas getrennt.</li>
 <li>Die Anode ist links im Schaltplan dargestellt, die Kathode rechts.</li>
 <li>Eine doppelte vertikale Linie weist auf eine Salzbrücke oder eine poröse Trennwand zwischen den beiden Halbreaktionen hin.</li>
 <li>Konventionsgemäß beginnt der Schaltplan mit der Anode und verläuft von links nach rechts, wobei er die Phasen und Grenzflächen identifiziert, die in der Zelle vorkommen, und endet mit der Kathode.</li>
</ul>

Beispielsweise besteht die obige galvanische Zelle aus einer festen Kupferanode, die in eine wässrige Kupfer(II)-nitratlösung eingetaucht ist und über eine Salzbrücke mit einer wässrigen Silber(I)-nitratlösung verbunden ist, in der sich eine feste Silberkathode befindet. Wenn man diese Aussage gemäß den oben genannten Richtlinien in Symbolik umwandelt, erhält man das Zellschema: 

<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;">

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Voltaische/galvanische Zellen

Spontane chemische Reaktionen
Spontane Redoxreaktionen kommen in der Natur häufig vor. Die chemische Reaktion, die in einer Einweg-AA-Batterie abläuft, die ...

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Electrochemistry

Elektrochemie

KEY TERMS AND CONCEPTS

KERNBEGRIFFE UND KONZEPTE

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

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JoVE Core Chemie erweckt allgemeine Konzepte der Chemie durch kompakte und leicht verständliche animierte Videolektionen zum Leben. Außerdem zeigen wir in den Videos Wissenschaftler in Aktion bei klassischen und neuartigen Forschungsexperimenten, wie sie heutzutage in Laboren weltweit durchgeführt wurden.

Galvanic Cells and Battery Reactions

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