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

תגובת חמזור ספונטנית מייצרת חשמל, שיכול לספק כוח למכשירים חשמליים. אבל איך זה עובד? חשבו על תגובת החמזור של נחושת ותמיסת כסף נתרנית.כשהם מונחים באותו הכלי, הנחושת מתחמצנת ליונים נחושתיים, בעוד יוני הכסף עוברים חיזור למשקע כסף. כאן העברת האלקטרונים היא ישירה ולא מחוללת זרם חשמלי. אך כשחצאי התגובות הללו מופרדות באופן פיזי ומחוברות באמצעות מעגל חיצוני, נצפה זרם חשמלי.מערכת זו נקראת תא אלקטרוכימי, המוגדר גם כתא גלווני או כתא וולטה עבור תגובת חמזור ספונטנית. תא גלווני מכיל שני חצאי תאים המכילים את תערובות תגובות חצאי התא של אלקטרודת מתכת מוצקה בתמיסה האלקטרוליטית התואמת שלה. כאן נחושת בתוך תמיסת נחושת נתרן מימית וכסף בתמיסת כסף נתרנן מימית.המגיבים המופרדים מקיימים פוטנציאל תאי, אבל ללא קישור חיצוני, לא מתרחשת תגובה ואין מעבר אלקטרונים. כשמחברים באופן חיצוני, האלקטרונים מוכרחים לזרום באופן לא ישיר דרך המעגל החיצוני, מה שמאפשר לתגובה להתרחש באלקטרודות המתאימות. המוסכמה היא שׁחמצון מתרחש באנודה הנושאת מטען שלילי וחיזור בקתודה הנושאת מטען חיובי.כשהעברת האלקטרונים מתרחשת, יונים חיוביים נוצרים בחצי התא של החמצון ויונים שליליים בחצי תא החיזור זה יוצר היבנות של מטען חיובי ושלילי ומונע זרם אלקטרונים נוסף, וחייב להיות מנוטרל כדי שתתרחש תגובה. לכן, שני חצאי התאים מחוברים על ידי גשר מלח:צינור U מהופך מכיל משחה או ג'ל של חומר אלקטרוליטי כמו נתרן חנקתי. כשתגובת החמזור מתקדמת, היונים המנוגדים זורמים לחצאי התאים ומבטיחים מטען ניטרלי ללא ערבוב של אלקטרוליטים.סימונים מיוחדים או סכמות תאים משמשים על מנת לתאר תא גלווני. החמצון מיוצג בצד שמאל והחיזור מצד ימין. קו אופקי כפול מצביע על גשר המלח שמחבר בין שני חצאי התאים בעוד קו אופקי אחד מצביע על החיבור בין פאזות המרכיבים שונים במערכת.אם שני מרכיבים או יותר קיימים באותה פאזה, הם מופרדים באמצעות פסיקים.

תאים וולטאיים/גלוונים

Voltaic/Galvanic Cells

<div style="direction:rtl">

תגובות כימיות ספונטניות 

תגובות חמצון-חיזור ספונטניות מתרחשות בשפע בטבע. התגובה הכימית המתרחשת בסוללת AA חד פעמית המניעה את השלטים הרחוקים שלנו היא דוגמה כזו לתגובת חמצון-חיזור ספונטנית. דוגמה נוספת היא טבילה של חוטי נחושת מפותלים לתוך תמיסה מימית של כסף חנקתי. התגובה מראה שינוי בצבע הדרגתי ומרשים מבחינה ויזואלית מחסר צבע לכחול בהיר והיווצרות משקעים אפורים על חוט הנחושת. בניסוי זה, הנחושת עוברת חמצון ליצירת יוני קופרוס, מה שהופך את התמיסה לכחולה, בעוד שיוני הכסף מצטמצמים ליצירת משקע כסף על החוט. 

ניתן לסכם את התגובה כך: <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;"> 

כאן, יש העברה ישירה וספונטנית של אלקטרונים מחוט הנחושת ליוני הכסף המימיים. 

תאים אלקטרוכימיים ותאים גלווניים 

נניח שההתקן מכיל את כל המגיבים והתוצרים של מערכת חמצון-חיזור אך מונע מגע פיזי בין המגיבים. לכן נמנעת העברה ישירה של אלקטרונים; במקום זאת, היא מתרחשת בעקיפין דרך מעגל חיצוני היוצר קשר עם המגיבים המופרדים. התקנים מסוג זה מכונים בדרך כלל תאים אלקטרוכימיים. 

תא אלקטרוכימי הוא התקן שבו נוצר זרם חשמלי על ידי תגובת חמצון-חיזור ללא מגע ישיר בין האטומים המגיבים. התאים האלקטרוכימיים שבהם נוצר זרם עקב תגובת חמצון-חיזור ספונטנית ידועים כתאים גלווניים או וולטאיים (על שם לואיג'י גלווני ואלסנדרו וולטה). 

רכיבים של תא גלווני 

תא גלווני המבוסס על התגובה הספונטנית בין נחושת לכסף(I) מתואר באיור 1. תא גלווני טיפוסי מורכב משני חצאי תאים, כל אחד מכיל זוג חמצון-חיזור מצומד, או זוג, של מגיב יחיד. חצי התא משמאל מכיל את הזוג Cu(0)/Cu(II) בצורה של רדיד נחושת מוצק ותמיסה מימית של נחושת חנקתית. חצי התא הימני מכיל את הזוג Ag(I)/Ag(0) כרדיד כסף מוצק ותמיסת כסף חנקתי מימית. מעגל חיצוני מחובר לכל חצי תא ברדיד המוצק שלו, כלומר רדיד Cu ו-Ag מתפקדים כל אחד כאלקטרודה. התגובה מתרחשת בממשק בין כל תערובת תגובה של חצי תא לבין האלקטרודה שלה. האנודה היא האלקטרודה שבה מתרחש החמצון והיא נושאת מטען שלילי, ואילו הקתודה היא האלקטרודה שבה מתרחש החיזור, והיא נושאת מטען חיובי. 

שני חצאי התאים מחוברים על ידי גשר מלח, שהוא צינור U הפוך המכיל ג'ל או משחה של אלקטרוליט אינרטי כמו אשלגן כלורי או אמוניום חנקתי. גשר המלח עוזר לשמור על הפרדה בין תערובות התגובה תוך הבטחת איזון המטען של התגובה. התגובה הספונטנית בתא זה מייצרת קטיונים Cu2+ בחצי תא האנודה וצורכת יוני Ag+ בחצי תא הקתודה, וכתוצאה מכך זרימה מפצה של יונים אינרטיים מגשר המלח השומרת על איזון המטען. גשר המלח מספק זרימה של יונים אינרטיים, ומבטיח שהתגובה תימשך על ידי נטרול הצטברות של יונים חיוביים ושליליים באנודה ובקתודה. לפיכך, ריכוזים הולכים וגדלים של Cu2+ בחצי תא האנודה מאוזנים על ידי נהירה של NO3− מגשר המלח, בעוד שזרימה של Na+ לתוך חצי התא הקתודה מפצה על הירידה בריכוז Ag+. 
<img alt="תמונה 1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;"> 
איור 1: תא גלווני המבוסס על התגובה הספונטנית בין יוני נחושת לכסף(I). 

ייצוג של תא גלווני באמצעות סכימת תאים או סימון תאים 

התא הגלווני מיוצג באופן סמלי באמצעות סכימות תאים או סימון תאים. 

<ul style="padding-right: 35px; list-style-type: disc;">
<li style="text-align:right">בסכימות תאים, כל הממשקים בין שלבי הרכיבים מיוצגים על ידי קווים מקבילים אנכיים.</li> 
<li style="text-align:right">אם קיימים שני רכיבים או יותר באותו שלב, הם מופרדים בייצוג באמצעות פסיקים.</li> 
<li style="text-align:right">האנודה מיוצגת משמאל לסכמה והקתודה מימין.</li> 
<li style="text-align:right">קו אנכי כפול מציין גשר מלח או מחיצה נקבובית בין שתי חצי התגובות.</li> 
<li style="text-align:right">לפי המוסכמה, הסכימה מתחילה באנודה וממשיכה משמאל לימין, מזהה שלבים וממשקים שנתקלים בתא, ומסתיימת בקתודה.</li></ul> 

לדוגמה, התא הגלווני הנ"ל מורכב מאנודת נחושת מוצקה הטבולה בנחושת חנקתית(II) מימית המחוברת באמצעות גשר מלח לתמיסת כסף חנקתי(I) מימית הטבולה בה קתודה מכסף מוצק. המרת הצהרה זו לסמליות בהתאם להנחיות לעיל מביאה לסכמת התא: <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;"> 

טקסט זה מותאם מ<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></div>

תגובות כימיות ספונטניות
תגובות חמצון-חיזור ספונטניות מתרחשות בשפע בטבע. התגובה הכימית המתרחשת בסוללת AA חד פעמית המפעילה ...

Education

JoVE Core

Chemistry

כימיה

אחד

Electrochemistry

אלקטרוכימיה

KEY TERMS AND CONCEPTS

מונחים ומושגים מרכזיים

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