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

Самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция генерирует электричество, которое может питать электрические устройства. Но как это работает? Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию между медью и раствором нитрата серебра.При помещении в один сосуд медь окисляется до ионов одновалентной меди, а ионы серебра восстанавливаются до осадка серебра. Здесь перенос электронов прямой, и не генерирует электрический ток. Однако, когда эти полуреакции физически разделены и соединены через внешнюю цепь, возникает электрический ток.Эта установка называется электрохимической ячейкой, далее определяемой как гальваническая ячейка или гальванический элемент для самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции. Гальванический элемент состоит из двух полуячеек, содержащих реакционные смеси полуячеек твердого металлического электрода в соответствующем растворе электролита. Здесь это медь в водном растворе нитрата меди, и серебро в водном растворе нитрата серебра.Разделенные исходные вещества испытывают потенциал ячейки, но без внешнего соединения не происходит никакой реакции или потока электронов. После внешнего соединения электроны вынуждены опосредованно течь по внешней цепи, что позволяет реакциям происходить на соответствующих электродах. Традиционно окисление происходит на аноде, несущем отрицательный заряд, а восстановление на катоде, несущем положительный заряд.Когда происходит перенос электронов, в полуячейке окисления образуются положительные ионы, а в полуячейке восстановления отрицательные ионы. Это вызывает накопление положительного и отрицательного заряда, предотвращая дальнейший поток электронов, и его необходимо постоянно нейтрализовать, чтобы реакция продолжалась. Таким образом, две полуячейки связаны солевым мостиком:перевернутой U-образной трубкой, содержащей пасту или гель инертного электролита, такого как нитрат натрия.По мере протекания окислительно-восстановительной реакции противоположно заряженные ионы перетекают в соответствующие полуячейки для обеспечения нейтральности заряда без смешивания электролитов. Для описания гальванического элемента используются специальные обозначения или схемы элементов. Окисление представлено слева, а восстановление справа.Двойная вертикальная линия обозначает солевой мостик, соединяющий две полуячейки, а одиночные вертикальные линии обозначают границы раздела фаз компонентов. Если два или более компонента находятся в одной фазе, они разделяются запятыми.

Гальванические / гальванические элементы

Voltaic/Galvanic Cells

Спонтанные химические реакции 
 Спонтанные окислительно-восстановительные реакции происходят обильно в природе. Химическая реакция одноразовой батареи типа AA, питающей наши пульты дистанционного управления, является примером спонтанной окислительно-восстановительных реакций. Другим примером является погружение витой медной проволоки в водный нитрат серебра раствор. Реакция показывает постепенное, визуально впечатляющее изменение цвета с бесцветного на ярко-синий и образование серой осадки на медной проволоке. В этом эксперименте медь подвергается окислению, образуя дикобразы, которые делают раствор синей, в то время как ионы серебра редуцируются, образуя серебряный осадок на проволоке. 
 Реакция может быть резюмированы следующим образом: 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />
 Здесь происходит прямая и спонтанная передача электронов от медной проволоки к водным ионам серебра. 
 Электрохимические клетки и галванские клетки 
 Предположим, что устройство содержит все реагенты и продукты системы ОВП, но не допускает физического контакта между реагенты. Таким образом, прямая передача электронов предотвращается; вместо этого она происходит косвенно через внешнюю цепь, которая контактирует с разделенным реагенты. Устройства такого типа обычно называются электрохимическими клетками. 
 Электрохимическая клетка — это инструмент, в котором электрический ток генерируется окислительно-восстановительных реакций без прямого контакта между реакционным атомами. Электрохимические клетки, в которых создается ток вследствие спонтанной окислительно-восстановительных реакций, известны как гальванические или вольтаические клетки (названные в честь Луиджи Галвани и Алессандро Вольта). 
 Компоненты галванской ячейки 
 Гальваническая ячейка, основанная на спонтанной реакции между медью и серебром(i), показана на рисунке 1. Типичная гальваническая ячейка состоит из двух полуячеек, каждая из которых содержит пары окислительно-восстановительных сопряжений, или пары, одного реагент. В полуклетке слева находится пара Cu(0)/Cu(II) в виде сплошной медной фольги и водного раствор из нитрата меди. Правая полуячейка содержит пару AG(I)/AG(0) как цельную серебряную фольгу и водный нитрат серебра раствор. Внешний контур подключается к каждой полуячейке на твердой фольге, что означает, что медная и AG фольга работает как электрод. Реакция происходит на стыке между каждой полуклеточной реакционной смесью и соответствующим электродом. Анод является электродом, при котором происходит окисление и он несёт отрицательный заряд, в то время как катод является электродом, при котором происходит снижение, и он несет положительный заряд. 
 Два полуэлемента соединены солевым мостом, который представляет собой перевернутую U-образную трубку, содержащую гель или пасту инертного электролита, например хлорид калия или нитрат аммония. Соляной мостик помогает сохранять реакционные смеси раздельными, обеспечивая при этом баланс заряда реакции. Спонтанная реакция в этой ячейке приводит к катиям Cu2+ в полуклетке анода и поглощает ионы AG+ в полуклетке катода, что приводит к компенсаторному потоку инертных ионов из соляного моста, который поддерживает баланс заряда. Соляной мост обеспечивает поток инертных ионов, обеспечивая продолжение реакции путем нейтрализации накопления положительных и отрицательных ионов на аноде и катоде. Таким образом, увеличение концентрации Cu2+ в полуклетке анода уравновешивается притоком No3- от солевого моста, а поток Na+ в полуклеточный катод компенсирует снижение концентрации AG+. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 Рисунок 1: Гальваническая ячейка, основанная на спонтанной реакции между ионами меди и серебра(i). 
 Представление Galvanic Cell с использованием схем ячеек или обозначений ячеек 
 Гальваническая ячейка представлена символически с помощью схем ячеек или обозначений ячеек. 
 • на схемах ячеек все интерфейсы между фазами компонентов представлены вертикальными параллельными линиями. 
 •  если на одной фазе существуют два или более компонентов, они разделяются запятыми. 
 •  анод представлен слева от схемы, а катод — справа. 
 •  двойная вертикальная линия обозначает соляной мостик или пористый раздел между двумя полуреакциями. 
 •  по условному определению, схема начинается с анода и идет слева направо, идентифицируя фазы и интерфейсы, встречающиеся в клетке, заканчивающиеся катодом. 
 Например, вышеуказанная гальваническая ячейка состоит из твердотельного медного анода, погруженного в водный нитрат меди(II), соединенный через солевой мост с водным нитратом раствор, погруженным в который является твердым серебряным катодом. Преобразование этого утверждения в символизм в соответствии с приведенными выше инструкциями приводит к схематическому изображению клеток: 
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />
 Этот текст адаптирован из<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells"> Openstax, Химия 2е изд.</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 Галванских клеток. </a>

Спонтанные химические реакции
Спонтанные окислительно-восстановительные реакции в изобилии встречаются в природе. Химическая реакция, происходящая в одноразовой батарейке АА, питающей ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Химия

Один

Electrochemistry

Электрохимия

KEY TERMS AND CONCEPTS

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

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