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

Een spontane redoxreactie wekt elektriciteit op, die elektrische apparaten kan aandrijven. Maar hoe werkt het? Beschouw de redoxreactie tussen koper en een zilvernitraatoplossing.Wanneer het in één vat wordt geplaatst, wordt het koper geoxideerd tot koper(I)ionen, terwijl de zilverionen worden gereduceerd tot een zilverneerslag. Hier is de overdracht van elektronen direct en genereert geen elektrische stroom. Wanneer deze halfreacties echter fysiek worden gescheiden en verbonden via een extern circuit, wordt een elektrische stroom waargenomen.Deze opstelling wordt een elektrochemische cel genoemd, verder gedefinieerd als een galvanische of volta cel voor een spontane redoxreactie. Een galvanische cel bestaat uit twee halve cellen die de halfcelreactiemengsels van een vaste metalen elektrode in de bijbehorende elektrolytoplossing bevatten. Hier is het koper in waterig kopernitraat en zilver in waterig zilvernitraat.De gescheiden reactanten ervaren een celpotentiaal, maar zonder een externe verbinding vindt er geen reactie of stroom van elektronen plaats. Eenmaal extern verbonden, worden de elektronen gedwongen om indirect over het externe circuit te stromen, waardoor de reacties op de respectieve elektroden kunnen plaatsvinden. Volgens afspraak vindt oxidatie plaats bij de anode die een negatieve lading draagt, en reductie bij de kathode die een positieve lading draagt.Terwijl de overdracht van elektronen plaatsvindt, worden positieve ionen gevormd in de oxidatiehalfcel en negatieve ionen in de reductiehalfcel. Dit veroorzaakt een positieve en negatieve ladingopbouw waardoor verdere elektronenstroom wordt voorkomen en moet continu worden geneutraliseerd om de reactie voort te zetten. De twee halve cellen zijn dus verbonden door een zoutbrug:een omgekeerde U-buis met een pasta of gel van een inerte elektrolyt zoals natriumnitraat.Naarmate de redoxreactie vordert, stromen de tegenionen in de respectievelijke halve cellen om ladingsneutraliteit te verzekeren zonder mengen van elektrolyten. Speciale notaties of celschema's worden gebruikt om een galvanische cel te beschrijven. De oxidatie is aan de linkerkant weergegeven en de reductie aan de rechterkant.Een dubbele verticale lijn geeft een zoutbrug aan die de twee halve cellen verbindt, terwijl enkele verticale lijnen de interfaces tussen de samenstellende fasen aangeven. Als er twee of meer componenten in dezelfde fase bestaan, worden ze gescheiden door komma's.

voltaïsche/galvanische cellen

Voltaic/Galvanic Cells

Spontane chemische reacties Spontane redoxreacties komen overvloedig voor in de natuur. De chemische reactie die plaatsvindt in een wegwerpbare AA-batterij die een afstandsbedieningen van stroom voorziet, is zo een voorbeeld van een spontane redoxreactie. Een ander voorbeeld is het onderdompelen van opgerolde koperdraad in een waterige zilvernitraatoplossing. De reactie vertoont een geleidelijke, visueel indrukwekkende kleurverandering van kleurloos naar helderblauw en de vorming van een grijze neerslag op de koperdraad. In dit experiment ondergaat het koper oxidatie om cupro-ionen te vormen, waardoor de oplossing blauw wordt, terwijl de zilverionen worden gereduceerd om een zilverneerslag op de draad te vormen. De reactie kan als volgt worden samengevat: <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;"> Hier vindt een directe en spontane overdracht van elektronen plaats van de koperdraad naar de watergebonden zilverionen. Elektrochemische cellen en galvanische cellen Stel dat een apparaat alle reactanten en producten van een redoxsysteem bevat, maar fysiek contact tussen de reactanten voorkomt. Daarom wordt de directe overdracht van elektronen voorkomen; in plaats daarvan vindt het indirect plaats via een extern circuit dat in contact komt met de gescheiden reactanten. Dergelijke apparaten worden doorgaans elektrochemische cellen genoemd. Een elektrochemische cel is een instrument waarin een elektrische stroom wordt gegenereerd door een redoxreactie zonder direct contact tussen de reagerende atomen. De elektrochemische cellen waarin door een spontane redoxreactie een stroom ontstaat, staan bekend als galvanische of voltaïsche cellen (genoemd naar Luigi Galvani en Alessandro Volta). Onderdelen van een galvanische cel Een galvanische cel gebaseerd op de spontane reactie tussen koper en zilver(I) wordt weergegeven in figuur 1. Een typische galvanische cel bestaat uit twee halfcellen, die elk een redoxconjugaatpaar of koppel van een enkele reactant bevatten. De halve cel links bevat het Cu(0)/Cu(II)-koppel in de vorm van een vaste koperfolie en een waterige oplossing van kopernitraat. De rechter halfcel bevat het Ag(I)/Ag(0)-koppel als vaste zilverfolie en een waterige zilvernitraatoplossing. Op elke halfcel is een extern circuit aangesloten op de vaste folie, wat betekent dat de Cu- en Ag-folie elk als een elektrode functioneren. De reactie vindt plaats op het grensvlak tussen elk halfcelreactiemengsel en de respectieve elektrode. De anode is de elektrode waarop oxidatie plaatsvindt en heeft een negatieve lading, terwijl de kathode de elektrode is waarop reductie optreedt en deze een positieve lading draagt. De twee halve cellen zijn verbonden door een zoutbrug, een omgekeerde U-buis die een gel of pasta bevat van een inerte elektrolyt zoals kaliumchloride of ammoniumnitraat. De zoutbrug helpt de reactiemengsels gescheiden te houden en tegelijkertijd de ladingsbalans van de reactie te waarborgen. De spontane reactie in deze cel produceert Cu2+-kationen in de anode-halfcel en verbruikt Ag+-ionen in de kathode-halfcel, wat resulteert in een compenserende stroom van inerte ionen uit de zoutbrug die de ladingsbalans in stand houdt. De zoutbrug zorgt voor een stroom inerte ionen en zorgt ervoor dat de reactie doorgaat door de opbouw van positieve en negatieve ionen aan de anode en kathode te neutraliseren. Daarom worden toenemende concentraties Cu2+ in de anode-halfcel gecompenseerd door een instroom van NO3− vanuit de zoutbrug, terwijl een stroom Na+ in de kathode-halfcel de afnemende Ag+-concentratie compenseert. <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;"> Figuur 1: Een galvanische cel gebaseerd op de spontane reactie tussen koper- en zilver(I)-ionen. Weergave van een galvanische cel met behulp van celschema's of celnotaties De galvanische cel wordt symbolisch weergegeven met behulp van celschema's of celnotaties. •  In celschema's worden alle interfaces tussen de componentfasen weergegeven door verticale parallelle lijnen. •  Als er twee of meer componenten in dezelfde fase voorkomen, worden deze in de weergave gescheiden door komma's. •  De anode is links in het schema weergegeven en de kathode rechts. •  Een dubbele verticale lijn geeft een zoutbrug of een poreuze scheidingswand aan tussen de twee halfreacties. •  Volgens afspraak begint het schema met de anode en loopt dan van links naar rechts, waarbij fasen en grensvlakken in de cel worden geïdentificeerd, en eindigt met de kathode. De bovenstaande galvanische cel bestaat bijvoorbeeld uit een massieve koperen anode ondergedompeld in een waterig koper(II)nitraat, via een zoutbrug verbonden met een waterige zilver(I)nitraatoplossing ondergedompeld waarin zich een massieve zilverkathode bevindt. Het omzetten van deze verklaring naar symboliek volgens de bovenstaande richtlijnen resulteert in het celschema: <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;">

Voltaïsche/galvanische cellen

Spontaneous Chemical Reactions
Spontaneous redox reactions occur abundantly in nature. The chemical reaction occurring in a disposable AA battery powering ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Scheikunde

Eén

Electrochemistry

Elektrochemie

KEY TERMS AND CONCEPTS

BELANGRIJKE TERMEN EN CONCEPTEN

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

Tags