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

Una reazione redox spontanea genera elettricità, che può alimentare dispositivi elettrici. Ma come funziona? Si consideri la reazione redox fra il rame ed una soluzione di nitrato d'argento.

Quando viene posto in un recipiente, il rame viene ossidato in ioni rameosi, mentre gli ioni argento vengono ridotti in un precipitato d'argento. Qui, il trasferimento di elettroni è diretto e non genera corrente elettrica. Tuttavia, quando queste semireazioni sono fisicamente separate e collegate tramite un circuito esterno, si osserva una corrente elettrica.

Questa configurazione è detta cella elettrochimica, ulteriormente definita come cella galvanica o voltaica per una reazione redox spontanea. Una cella galvanica è costituita da due semicelle contenenti le miscele di reazione della semicella di un elettrodo metallico solido nella sua corrispondente soluzione elettrolitica. Qui è rame in nitrato di rame acquoso, e argento in nitrato d'argento acquoso.

I reagenti separati sperimentano un potenziale cellulare, ma senza una connessione esterna, non si verifica alcuna reazione o flusso di elettroni. Una volta collegati esternamente, gli elettroni sono costretti a fluire indirettamente sul circuito esterno, consentendo che le reazioni avvengano in corrispondenza dei rispettivi elettrodi. Per convenzione, l'ossidazione si verifica all'anodo che porta una carica negativa e la riduzione al catodo che porta una carica positiva.

Quando avviene il trasferimento di elettroni, si formano ioni positivi nella semicella di ossidazione e ioni negativi nella semicella di riduzione. Ciò provoca un accumulo di carica positiva e negativa che impedisce un ulteriore flusso di elettroni e deve essere continuamente neutralizzato affinché la reazione progredisca. Pertanto, le due semicelle sono collegate da un ponte salino:un tubo a U rovesciato, contenente una pasta o un gel di un elettrolita inerte, come il nitrato di sodio.

Man mano che la reazione redox progredisce, i controioni fluiscono nelle rispettive semicelle, per garantire la neutralità della carica senza mescolare gli elettroliti. Notazioni speciali, o schemi di cella, sono usati per descrivere una cella galvanica. L'ossidazione è rappresentata a sinistra e la riduzione a destra.

Una doppia linea verticale indica un ponte di sale che collega le due semicelle, mentre singole linee verticali indicano le interfacce fra le fasi componenti. Se due o più componenti esistono nella stessa fase, vengono separati mediante virgole.

celle voltaiche/galvaniche

Voltaic/Galvanic Cells

Reazioni chimiche spontanee

Le reazioni redox spontanee si verificano in abbondanza in natura. La reazione chimica che si verifica in una batteria AA usa e getta che alimenta i nostri telecomandi è un esempio di reazione redox spontanea. Un altro esempio è l'immersione del filo di rame avvolto in una soluzione acquosa di nitrato d'argento. La reazione mostra un cambiamento di colore graduale e visivamente impressionante da incolore a blu brillante e la formazione di un precipitato grigio sul filo di rame. In questo esperimento, il rame subisce un'ossidazione per formare ioni rameosi, che rendono la soluzione blu, mentre gli ioni d'argento vengono ridotti per formare un precipitato d'argento sul filo.

La reazione può essere così riassunta:

<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />

Qui avviene un trasferimento diretto e spontaneo di elettroni dal filo di rame agli ioni d'argento acquosi.

Celle elettrochimiche e celle galvaniche

Supponiamo che un dispositivo contenga tutti i reagenti e i prodotti di un sistema redox ma che impedisca il contatto fisico tra i reagenti. Pertanto viene impedito il trasferimento diretto degli elettroni; avviene invece indirettamente attraverso un circuito esterno che contatta i reagenti separati. I dispositivi di questo tipo vengono generalmente definiti celle elettrochimiche.

Una cella elettrochimica è uno strumento in cui una corrente elettrica viene generata da una reazione redox senza contatto diretto tra gli atomi reagenti. Le celle elettrochimiche nelle quali si crea corrente per una reazione redox spontanea sono dette celle galvaniche o voltaiche (dal nome di Luigi Galvani e Alessandro Volta).

Componenti di una cella galvanica

Una cella galvanica basata sulla reazione spontanea tra rame e argento(I) è illustrata nella Figura 1. Una tipica cella galvanica è costituita da due semicelle, ciascuna contenente una coppia coniugata redox, o coppia, di un singolo reagente. La semicella a sinistra contiene la coppia Cu(0)/Cu(II) sotto forma di un foglio di rame solido e una soluzione acquosa di nitrato di rame. La semicella destra contiene la coppia Ag(I)/Ag(0) sotto forma di lamina d'argento solido e una soluzione acquosa di nitrato d'argento. Un circuito esterno è collegato a ciascuna semicella in corrispondenza della sua lamina solida, il che significa che la lamina di Cu e quella di Ag funzionano ciascuna come un elettrodo. La reazione avviene nell'interfaccia tra ciascuna miscela di reazione di semicella e il rispettivo elettrodo. L'anodo è l'elettrodo su cui avviene l'ossidazione e porta una carica negativa, mentre il catodo è l'elettrodo su cui avviene la riduzione e porta una carica positiva.

Le due semicelle sono collegate da un ponte salino, che è un tubo a U rovesciato contenente un gel o una pasta di un elettrolita inerte come il cloruro di potassio o il nitrato di ammonio. Il ponte salino aiuta a mantenere separate le miscele di reazione garantendo al contempo l’equilibrio di carica della reazione. La reazione spontanea in questa cella produce cationi Cu^2+ nella semicella anodica e consuma ioni Ag^+ nella semicella catodica, determinando un flusso compensatorio di ioni inerti dal ponte salino che mantiene l'equilibrio di carica. Il ponte salino fornisce un flusso di ioni inerti, garantendo che la reazione continui neutralizzando l'accumulo di ioni positivi e negativi sull'anodo e sul catodo. Pertanto, le crescenti concentrazioni di Cu^2+ nella semicella dell’anodo sono bilanciate da un afflusso di NO^3− dal ponte salino, mentre un flusso di Na^+ nella semicella del catodo compensa la diminuzione della concentrazione di Ag^+.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />

Figura 1: Una cella galvanica basata sulla reazione spontanea tra ioni rame e argento(I).

Rappresentazione di una cella galvanica utilizzando schemi di cella o notazioni di cella

La cella galvanica è rappresentata simbolicamente utilizzando schemi o notazioni di cella.

<ol style="list-style-type: disc;">
	<li>Negli schemi di cella, tutte le interfacce tra le fasi dei componenti sono rappresentate da linee parallele verticali.</li>
	<li>Se esistono due o più componenti nella stessa fase, nella rappresentazione vengono separati tramite virgole.</li>
	<li>L'anodo è rappresentato a sinistra dello schema e il catodo a destra.</li>
	<li>Una doppia linea verticale indica un ponte salino o una partizione porosa tra le due semireazioni.</li>
	<li>Per convenzione, lo schema inizia con l'anodo e procede da sinistra a destra, identificando le fasi e le interfacce incontrate all'interno della cella, terminando con il catodo.</li>
</ol>

Ad esempio, la cella galvanica di cui sopra è costituita da un anodo di rame solido immerso in un nitrato di rame (II) acquoso collegato tramite un ponte salino a una soluzione acquosa di nitrato di argento (I) immersa nella quale si trova un catodo di argento solido. Convertendo questa affermazione in simbolismo seguendo le linee guida sopra riportate si ottiene lo schema della cella:

<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />

Questo testo è adattato da <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>

Celle voltaiche/galvaniche

Reazioni chimiche spontanee
Le reazioni redox spontanee si verificano in abbondanza in natura. La reazione chimica che avviene in una batteria AA usa e getta che alimenta ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMINI E CONCETTI CHIAVE

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: Chimica illustra concetti chiave di chimica attraverso video animazioni concise e di immediata comprensione. Inoltre, i video della sezione "scienziati in azione" mostrano procedure metodologiche realizzate da ricercatori provenienti dai migliori laboratori internazionali.

Galvanic Cells and Battery Reactions

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