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

Spontaniczna reakcja redoks generuje energię elektryczną, która może zasilać urządzenia elektryczne. Ale jak to działa?
Rozważmy reakcję redoks między miedzią a roztworem azotanu srebra. Po umieszczeniu w jednym naczyniu miedź jest utleniana do jonów miedziawych, podczas gdy jony srebra są redukowane do osadu srebra. Tutaj przenoszenie elektronów jest bezpośrednie i nie generuje prądu elektrycznego.
Jednak gdy te półreakcje są fizycznie oddzielone i połączone za pomocą obwodu zewnętrznego, obserwuje się prąd elektryczny. Ten układ nazywa się ogniwem elektrochemicznym, dalej definiowanym jako ogniwo galwaniczne lub galwaniczne dla spontanicznej reakcji redoks.
Ogniwo galwaniczne składa się z dwóch półogniw zawierających mieszaniny reakcyjne półogniw stałej elektrody metalowej w odpowiadającym jej roztworze elektrolitu. Tutaj jest to miedź w wodnym roztworze azotanu miedzi i srebro w wodnym roztworze azotanu srebra.
Oddzielone reagenty mają potencjał komórkowy, ale bez zewnętrznego połączenia nie zachodzi reakcja ani przepływ elektronów. Po zewnętrznym połączeniu elektrony są zmuszane do pośredniego przepływu przez obwód zewnętrzny, umożliwiając zajście reakcji na odpowiednich elektrodach.
Zgodnie z konwencją utlenianie zachodzi na anodzie o ładunku ujemnym, a redukcja na katodzie o ładunku dodatnim.
Gdy następuje przenoszenie elektronów, w półogniwie utleniającym powstają jony dodatnie, a w półogniwie redukcyjnym jony ujemne. Powoduje to nagromadzenie ładunku dodatniego i ujemnego, który uniemożliwia dalszy przepływ elektronów i musi być stale neutralizowany, aby reakcja postępowała.
W ten sposób dwie półkomórki są połączone mostkiem solnym: odwróconą rurką w kształcie litery U zawierającą pastę lub żel obojętnego elektrolitu, takiego jak azotan sodu. W miarę postępu reakcji redoks przeciwjony przepływają do odpowiednich półogniw, aby zapewnić neutralność ładunku bez mieszania elektrolitów.
Specjalne notacje lub schematy ogniw są używane do opisania ogniwa galwanicznego.
Utlenianie jest reprezentowane po lewej stronie, a redukcja po prawej. Podwójna pionowa linia oznacza mostek solny łączący dwie półkomórki, podczas gdy pojedyncze pionowe linie wskazują interfejsy między fazami składowymi.
Jeśli w tej samej fazie znajdują się dwa lub więcej składników, są one oddzielane przecinkami.

ogniwa woltaiczne (galwaniczne)

Voltaic/Galvanic Cells

Spontaniczne reakcje chemiczne

Spontaniczne reakcje redoks występują obficie w przyrodzie. Jednym z przykładów spontanicznej reakcji redoks jest reakcja chemiczna zachodząca w jednorazowej baterii AA zasilającej nasze piloty. Innym przykładem jest zanurzenie zwiniętego drutu miedzianego w wodnym roztworze azotanu srebra. Reakcja wykazuje stopniową, imponującą wizualnie zmianę koloru z bezbarwnego na jasnoniebieski i utworzenie szarego osadu na miedzianym drucie. W tym eksperymencie miedź ulega utlenianiu, tworząc jony miedziowe, co nadaje roztworowi kolor niebieski, podczas gdy jony srebra są redukowane, tworząc osad srebra na drucie.

Reakcję można podsumować następująco:

<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />

Zachodzi tu bezpośredni i spontaniczny transfer elektronów z drutu miedzianego do wodnych jonów srebra.

Ogniwa elektrochemiczne i ogniwa galwaniczne

Załóżmy, że urządzenie zawiera wszystkie reagenty i produkty układu redoks, ale uniemożliwia fizyczny kontakt między reagentami. Zapobiega się bezpośredniemu przenoszeniu elektronów, a zamiast tego odbywa się to pośrednio poprzez obwód zewnętrzny, który styka się z oddzielonymi reagentami. Urządzenia tego typu nazywane są ogólnie ogniwami elektrochemicznymi.

Ogniwo elektrochemiczne to przyrząd, w którym prąd elektryczny wytwarzany jest w wyniku reakcji redoks bez bezpośredniego kontaktu pomiędzy reagującymi atomami. Ogniwa elektrochemiczne, w których wytwarzany jest prąd w wyniku spontanicznej reakcji redoks, znane są jako ogniwa galwaniczne lub galwaniczne (nazwane na cześć Luigiego Galvaniego i Alessandro Volty).

Elementy ogniwa galwanicznego

Ogniwo galwaniczne oparte na spontanicznej reakcji miedzi i srebra (I) przedstawiono na rysunku 1. Typowe ogniwo galwaniczne składa się z dwóch półogniw, z których każde zawiera parę koniugatów redoks lub parę pojedynczego reagenta. Półogniwo po lewej stronie zawiera parę Cu(0)/Cu(II) w postaci stałej folii miedzianej i wodnego roztworu azotanu miedzi. Prawa półogniwo zawiera parę Ag(I)/Ag(0) w postaci stałej folii ze srebrem i wodnego roztworu azotanu srebra. Obwód zewnętrzny jest podłączony do każdego półogniwa poprzez jego stałą folię, co oznacza, że folia Cu i Ag pełni funkcję elektrody. Reakcja zachodzi na styku każdej mieszaniny reakcyjnej półogniwa i jej odpowiedniej elektrody. Anoda jest elektrodą, na której zachodzi utlenianie i niesie ładunek ujemny, natomiast katoda jest elektrodą, na której zachodzi redukcja i niesie ładunek dodatni.

Obydwa półogniwa są połączone mostkiem solnym, czyli odwróconą rurką w kształcie litery U zawierającą żel lub pastę obojętnego elektrolitu, takiego jak chlorek potasu lub azotan amonu. Mostek solny pomaga utrzymać separację mieszanin reakcyjnych, zapewniając jednocześnie równowagę ładunku reakcji. Spontaniczna reakcja w tym ogniwie wytwarza kationy Cu2+ w półogniwie anodowym i zużywa jony Ag+ w półogniwie katodowym, co skutkuje kompensacyjnym przepływem obojętnych jonów z mostka solnego, który utrzymuje równowagę ładunku. Mostek solny zapewnia przepływ obojętnych jonów, zapewniając kontynuację reakcji poprzez neutralizację gromadzenia się jonów dodatnich i ujemnych na anodzie i katodzie. Rosnące stężenia Cu2+ w półogniwie anodowym są więc równoważone przez napływ NO3− z mostka solnego, podczas gdy przepływ Na+ do półogniwa katodowego kompensuje malejące stężenie Ag+.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />

Rysunek 1: Ogniwo galwaniczne oparte na spontanicznej reakcji pomiędzy jonami miedzi i srebra(I).

Reprezentacja ogniwa galwanicznego za pomocą schematów ogniw lub notacji ogniw

Ogniwo galwaniczne jest reprezentowane symbolicznie za pomocą schematów ogniw lub oznaczeń ogniw.

<ol style="list-style-type: disc;">
	<li>Na schematach komórek wszystkie interfejsy pomiędzy fazami składowymi są reprezentowane przez pionowe równoległe linie.</li>
	<li>Jeżeli w tej samej fazie występują dwa lub więcej komponentów, są one oddzielane w przedstawieniu przecinkami.</li>
	<li>Anoda jest przedstawiona po lewej stronie schematu, a katoda po prawej stronie.</li>
	<li>Podwójna pionowa linia wskazuje mostek solny lub porowatą przegrodę pomiędzy dwiema półreakcjami.</li>
	<li>Zgodnie z konwencją schemat zaczyna się od anody i przebiega od lewej do prawej, identyfikując fazy i interfejsy spotykane w ogniwie, kończąc na katodzie.</li>
</ol>

Na przykład powyższe ogniwo galwaniczne składa się ze stałej anody miedzianej zanurzonej w wodnym roztworze azotanu miedzi (II), połączonej mostkiem solnym z zanurzonym wodnym roztworem azotanu srebra (I), w którym znajduje się stała katoda srebrna. Konwersja tego stwierdzenia na symbolikę zgodnie z powyższymi wytycznymi daje w wyniku schemat komórki:

<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />

Ogniwa woltaiczne (galwaniczne)

Spontaniczne reakcje chemiczne
Spontaniczne reakcje redoks występują obficie w przyrodzie. Reakcja chemiczna zachodząca w jednorazowej baterii AA zasilającej ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Chemia

Jeden

Electrochemistry

Elektrochemia

KEY TERMS AND CONCEPTS

Kluczowe terminy i pojęcia

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