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

자발적 산화환원 반응은 전기를 발생시켜 전기 장치에 전력을 공급할 수 있습니다. 하지만 어떻게 작동할까요? 구리와 질산 은 용액 사이의 산화환원 반응을 생각해십시오.

두 물질을 한 용기에 넣으면 구리는 구리 이온으로 산화되고 은 이온은 은 침전물로 환원합니다. 여기서 전자의 이동은 직선적이며 전류를 생성하지 않습니다. 그러나 이러한 반반응이 물리적으로 분리되어 외부 회로를 통해 연결되면 전류가 관찰됩니다.

이러한 설정을 전기 화학 전지라고 하며 또한 자발적 산화환원 반응을 위한 갈바닉 전지 또는 볼타 전지로 정의됩니다. 갈바닉 전지는 해당 전해액에서 고체 금속 전극의 반전지 반응 혼합물을 포함하는 두 개의 반전지로 구성됩니다. 여기서 수성 질산동에는 구리가 있고 수성 질산은에는 은이 있습니다.

분리된 반응물은 전지 전위를 가지지만 외부 연결이 없으면 전자의 반응이나 흐름이 일어나지 않습니다. 일단 외부적으로 연결되면 전자는 외부 회로를 통해 간접적으로 흐르게 되어 각각의 전극에서 반응이 일어날 수 있습니다. 관례에 따라 산화는 음전하를 띠는 양극에서 발생하며 환원은 양전하를 띠는 음극에서 발생합니다.

전자의 이동이 일어나면서 양이온은 산화 반 세포에서, 음이온은 환원 반 세포에서 형성됩니다. 이로 인해 양전하와 음전하가 축적되어 추가적인 전자 흐름을 방해하며 반응이 진행되려면 지속적으로 중화시켜야 합니다. 따라서 두 개의 반전지는 염의 다리로 연결되어 있습니다.

뒤집어놓은 U-튜브는 아질산나트륨과 같은 불활성 전해질 겔을 포함하고 있습니다. 산화환원 반응이 진행됨에 따라 카운터 이온은 각각의 반전지로 흘러 전해액을 혼합하지 않고 전하 중립성을 보장합니다. 특수한 표기법 또는 셀 도표를 사용하여 갈바닉 전지를 설명할 수 있습니다.

산화는 왼쪽에 표시되고 환원은 오른쪽에 표시됩니다. 이중 수직선은 두 개의 반전지를 연결하는 염다리를 의미하며 단일 수직선은 요소 단계 사이의 인터페이스를 나타냅니다. 동일한 단계에 둘 이상의 구성요소가 있는 경우 쉼표를 사용하여 구분됩니다.

자발적인 화학 반응

Voltaic/Galvanic Cells

자발적인 산화 환원 반응은 자연에서 풍부하게 발생합니다. 리모컨에 전원을 공급하는 일회용 AA 배터리에서 발생하는 화학 반응은 자발적인 산화환원 반응의 한 예입니다. 또 다른 예는 코일형 구리선을 질산은 수용액에 담그는 것입니다. 반응은 무색에서 밝은 파란색으로 점진적이고 시각적으로 인상적인 색상 변화와 구리선에 회색 침전물이 형성되는 것을 보여줍니다. 이 실험에서 구리는 산화되어 구리 이온을 형성하여 용액을 파란색으로 만들고, 은 이온은 환원되어 와이어에 은 침전물을 형성합니다.

반응은 다음과 같이 요약될 수 있습니다:

<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />

여기서는 구리선에서 수성 은 이온으로 전자가 직접적이고 자발적으로 전달됩니다.

전기화학 전지 및 갈바니 전지

장치에 산화환원 시스템의 모든 반응물과 생성물이 포함되어 있지만 반응물 간의 물리적 접촉을 방지한다고 가정합니다. 따라서 전자의 직접적인 전달이 방지됩니다. 대신 분리된 반응물과 접촉하는 외부 회로를 통해 간접적으로 발생합니다. 이러한 유형의 장치는 일반적으로 전기화학 전지라고 합니다.

전기화학 전지는 반응하는 원자 사이의 직접적인 접촉 없이 산화환원 반응에 의해 전류가 생성되는 기구입니다. 자발적인 산화환원 반응으로 인해 전류가 생성되는 전기화학 전지는 갈바니 전지 또는 볼타 전지(루이지 갈바니 및 알레산드로 볼타의 이름을 따서 명명)로 알려져 있습니다.

갈바니 전지의 구성 요소

구리와 은(I) 사이의 자발적인 반응을 기반으로 하는 갈바니 전지는 그림 1에 나와 있습니다. 일반적인 갈바니 전지는 두 개의 반쪽 전지로 구성되며, 각각은 단일 반응물의 산화환원 접합체 쌍 또는 쌍을 포함합니다. 왼쪽의 반쪽 전지에는 고체 구리 호일과 질산구리 수용액 형태의 Cu(0)/Cu(II) 쌍이 포함되어 있습니다. 오른쪽 반쪽 전지에는 Ag(I)/Ag(0) 쌍이 고체 은박과 질산은 수용액으로 포함되어 있습니다. 외부 회로는 각 반전지의 고체 포일에 연결됩니다. 즉, Cu 및 Ag 포일이 각각 전극으로 기능합니다. 반응은 각 반쪽 전지 반응 혼합물과 해당 전극 사이의 경계면에서 발생합니다. 양극은 산화가 일어나는 전극으로 음전하를 띠고, 음극은 환원이 일어나는 전극으로 양전하를 띠고 있습니다.

두 개의 반쪽 전지는 염화칼륨이나 질산암모늄과 같은 불활성 전해질의 젤이나 페이스트를 포함하는 역 U자형 튜브인 염다리로 연결됩니다. 염다리는 반응의 전하 균형을 보장하면서 반응 혼합물을 분리된 상태로 유지하는 데 도움이 됩니다. 이 전지의 자발적인 반응은 양극 반쪽 전지에서 Cu2^+ 양이온을 생성하고 음극 반쪽 전지에서 Ag^+ 이온을 소비하여 전하 균형을 유지하는 염다리에서 불활성 이온의 보상 흐름을 초래합니다. 염다리는 불활성 이온의 흐름을 제공하여 양극과 음극에 축적된 양이온과 음이온을 중화시켜 반응이 계속되도록 합니다. 따라서 양극 반쪽 전지에서 증가하는 Cu2^+ 농도는 염다리에서 유입되는 NO^3−에 의해 균형을 이루는 반면, 음극 반쪽 전지로의 Na^+ 흐름은 감소하는 Ag^+ 농도를 보상합니다.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />

Figure 1: 구리와 은(I) 이온 사이의 자발적인 반응을 기반으로 한 갈바니 전지.

셀 회로도 또는 셀 표기법을 사용한 갈바니 셀 표현

갈바니 전지는 전지 도식이나 전지 표기법을 사용하여 상징적으로 표시됩니다.

<ol style="list-style-type: disc;">
	<li>셀 회로도에서 구성 요소 단계 사이의 모든 인터페이스는 수직 평행선으로 표시됩니다.</li>
	<li>동일한 위상에 두 개 이상의 구성 요소가 있는 경우 표시에서 쉼표를 사용하여 구분됩니다.</li>
	<li>양극은 회로도의 왼쪽에, 음극은 오른쪽에 표시됩니다.</li>
	<li>이중 수직선은 두 반쪽 반응 사이의 염교 또는 다공성 칸막이를 나타냅니다.</li>
	<li>일반적으로 회로도는 양극에서 시작하여 왼쪽에서 오른쪽으로 진행되며 셀 내에서 접하는 위상과 인터페이스를 식별하고 음극으로 끝납니다.</li>
</ol>

예를 들어, 위의 갈바니 전지는 염교를 통해 고체 은 음극이 담긴 질산은(I) 수용액에 연결된 수성 질산구리(II)에 담긴 고체 구리 양극으로 구성됩니다. 위의 지침에 따라 이 설명을 기호로 변환하면 셀 회로도가 생성됩니다.

<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />

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자발적인 화학 반응
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KEY TERMS AND CONCEPTS

주요 용어 및 개념

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...

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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,...

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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...

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Electrolysis in Batteries and Metal Production

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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.

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Galvanic Cells and Battery Reactions

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