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

Une réaction redox spontanée génère de l'électricité, qui peut alimenter les appareils électriques. Mais comment ça marche? Considérez la réaction redox entre le cuivre et une solution de nitrate d'argent.Lorsqu'il est placé dans un récipient, le cuivre est oxydé en ions cuivreux, tandis que les ions argent sont réduits en un précipité d'argent. Ici, le transfert d'électrons est direct et ne génére pas de courant électrique. Cependant, lorsque ces demi-réactions sont physiquement séparés et connectés via un circuit externe, un courant électrique est observé.Cette configuration est appelée une cellule électrochimique, en outre défini comme une cellule galvanique ou voltaïque pour une réaction de redox spontané. Une cellule galvanique se compose de deux demi-cellules contenant les mélanges réactionnels de demi-cellules d'un électrode de métal solide dans sa solution électrolytique correspondante. Ici, c'est du cuivre dans du nitrate de cuivre aqueux et de l'argent dans du nitrate d'argent aqueux.Les réactifs séparés éprouvent un potentiel cellulaire, mais sans connexion externe, aucune réaction ni aucun flux d'électrons ne se produit. Une fois connectés extérieurement, les électrons sont contraints de circuler indirectement sur le circuit externe, permettant aux réactions de se produire au niveau des électrodes respectives. Par convention, l'oxydation se produit au niveau du palier d'anode une charge négative, et une réduction au palier de la cathode une charge positive.Lorsque le transfert d'électrons se produit, des ions positifs se forment dans la demi-cellule d'oxydation et des ions négatifs dans la demi-cellule de réduction. Cela provoque une accumulation de charge positive et négative empêchant davantage de flux d'électrons et doivent être neutralisés en permanence pour que la réaction progresse. Ainsi, les deux demi-cellules sont liées par un pont de sel:un tube en U inversé contenant une pâte ou un gel d'un électrolyte inerte comme le nitrate sodium.Au fur et à mesure que la réaction redox progresse, les contre-ions s'écoulent dans les demi-cellules respectives pour assurer la neutralité de la charge sans mélange d'électrolytes. Notations spéciales, ou schémas de cellules, sont utilisés pour décrire une cellule galvanique. L'oxydation est représentée sur le côté gauche et la réduction sur la droite.Une double ligne verticale indique un pont de sel reliant les deux demi-cellules, tandis que des lignes verticales simples indiquent les interfaces entre les phases du composant. Si deux ou plusieurs composants existent dans la même phase, ils sont séparés par des virgules.

piles électrochimiques

Voltaic/Galvanic Cells

Réactions chimiques spontanées 
 Les réactions spontanées d'oxydoréduction se produisent abondamment dans la nature. La réaction chimique qui se produit dans une pile AA jetable alimentant nos télécommandes est un exemple de réaction d'oxydoréduction spontanée. Un autre exemple est l'immersion d’un fil de cuivre enroulé dans une solution aqueuse de nitrate d'argent. La réaction révèle un changement de couleur graduel et visuellement impressionnant, passant de l'incolore au bleu vif, ainsi que la formation d'un précipité gris sur le fil de cuivre. Dans cette expérience, le cuivre subit une oxydation pour former des ions cuivreux, ce qui rend la solution bleue, tandis que les ions argent sont réduits pour former un précipité d'argent sur le fil. 
 La réaction peut être résumée comme suit : 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />
 Ici, il y a un transfert direct et spontané des électrons du fil de cuivre vers les ions argent aqueux. 
 Cellules électrochimiques et cellules galvaniques 
 Supposons qu'un dispositif contient tous les réactifs et produits d'un système redox, mais empêche tout contact physique entre les réactifs. Par conséquent, le transfert direct d'électrons est empêché ; au lieu de cela, il se produit indirectement par le biais d'un circuit externe qui entre en contact avec les réactifs séparés. Les dispositifs de ce type sont généralement appelés des cellules électrochimiques. 
 Une cellule électrochimique est un instrument dans lequel un courant électrique est généré par une réaction redox sans qu’il n’y ait de contact direct entre les atomes réagissant. Les cellules électrochimiques dans lesquelles un courant est créé en raison d'une réaction d'oxydoréduction spontanée sont connues sous le nom de cellules galvaniques ou voltaïques (nommées d'après Luigi Galvani et Alessandro Volta). 
 Composants d'une cellule galvanique 
 Une cellule galvanique basée sur la réaction spontanée entre le cuivre et l'argent(I) est représentée dans la figure 1. Une cellule galvanique typique se compose de deux demi-cellules, chacune contenant la paire ou le couple d'oxydant-réducteur conjugués d'un seul réactif. La demi-cellule de gauche contient le couple Cu(0)/Cu(II) sous la forme d'une feuille de cuivre solide et d'une solution aqueuse de nitrate de cuivre. La demi-cellule de droite contient le couple Ag(I)/Ag(0) sous forme de feuille d'argent solide et une solution aqueuse de nitrate d'argent. Un circuit externe est connecté à chaque demi-cellule au niveau de sa feuille solide, ce qui signifie que les feuilles de Cu et d'Ag fonctionnent chacune comme une électrode. La réaction se produit à l'interface entre le mélange réactionnel de chaque demi-cellule et son électrode respective. L'anode est l'électrode à laquelle se produit l'oxydation et elle porte une charge négative, tandis que la cathode est l'électrode à laquelle se produit la réduction et elle porte une charge positive. 
 Les deux demi-cellules sont reliées par un pont salin, qui est un tube en U inversé contenant un gel ou une pâte d'un électrolyte inerte comme le chlorure de potassium ou le nitrate d'ammonium. Le pont de sel aide à maintenir les mélanges de réaction séparés tout en assurant l'équilibre des charges de la réaction. La réaction spontanée dans cette cellule produit des cations Cu2+ dans la demi-cellule de l'anode et consomme des ions Ag+ dans la demi-cellule de la cathode, ce qui provoque un flux compensatoire d'ions inertes provenant du pont salin qui maintient l'équilibre des charges. Le pont salin fournit un flux d'ions inertes, assurant que la réaction se poursuit en neutralisant l'accumulation d'ions positifs et négatifs à l'anode et à la cathode. Par conséquent, les concentrations croissantes de Cu2+ dans la demi-cellule de l'anode sont équilibrées par un afflux de NO3− provenant du pont salin, tandis qu'un flux de Na+ dans la demi-cellule de la cathode compense la diminution de la concentration d'Ag+. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 Figure 1 : cellule galvanique basée sur la réaction spontanée entre les ions cuivre et argent(I). 
 Représentation d'une cellule galvanique à l'aide de schémas de piles ou de notations de cellules 
 La cellule galvanique est représentée symboliquement à l'aide des schémas de piles ou des notations de cellules. 
 •  Dans les schémas de piles, toutes les interfaces entre les phases des constituants sont représentées par des lignes verticales parallèles. 
 •   Si deux ou plusieurs constituants se trouvent dans la même phase, ils sont séparés par des virgules dans la représentation. 
 •   L'anode est représentée à gauche dans le schéma et la cathode à droite. 
 •   Une double ligne verticale indique un pont salin ou une cloison poreuse entre les deux demi-réactions. 
 •  par convention, le schéma commence par l'anode et se poursuit de gauche à droite, identifiant les phases et les interfaces rencontrées dans la cellule, en terminant par la cathode. 
 Par exemple, la cellule galvanique ci-dessus se compose d'une anode de cuivre solide immergée dans du nitrate de cuivre(II) aqueux relié par un pont salin à une solution aqueuse de nitrate d'argent(I) dans laquelle est immergée une cathode d'argent solide. La conversion en symbolisme de cet énoncé en suivant les directives ci-dessus conduit au schéma de pile : 
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />
 Ce texte est adapté de<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells"> Openstax, Chimie 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 Cellules galvaniques. </a>

Piles électrochimiques

Réactions chimiques spontanées
Les réactions redox spontanées se produisent abondamment dans la nature. La réaction chimique qui se produit dans une pile AA jetable alimentant ...

Education

Enseignement

JoVE Core

Chemistry

Chimie

Electrochemistry

Électrochimie

KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMES ET CONCEPTS CLÉS

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 Chimie anime les concepts de chimie générale en utilisant des leçons vidéo concises et faciles à comprendre. De plus, nos vidéos de scientifiques à l'action présentent des expériences de recherche, classiques ou insolites, effectuées dans des laboratoires modernes du monde entier.

Galvanic Cells and Battery Reactions

Description

Transcript

Tags