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

Spontan bir redoks reaksiyonu, elektrikli cihazlara güç sağlayabilen elektrik üretir. Fakat bu nasıl gerçekleşir? Bakır ve gümüş nitrat çözeltisi arasındaki redoks reaksiyonunu düşünün.Bir kaba konulduğunda, bakır bakır iyonlarına oksitlenirken, gümüş iyonları gümüş bir çökeltiye indirgenir. Burada elektronların transferi doğrudandır ve bir elektrik akımı oluşturmaz. Bununla birlikte, bu yarı tepkimeler fiziksel olarak ayrıldığında ve harici bir devre ile bağlandığında, bir elektrik akımı gözlenir.Bu kurulum elektrokimyasal hücre olarak adlandırılır ve ayrıca spontane redoks reaksiyonu için galvanik veya voltaik hücre olarak tanımlanır. Bir galvanik hücre, karşılık gelen elektrolit solüsyonunda bir katı metal elektrotun yarı hücre reaksiyon karışımlarını içeren iki yarım hücreden oluşur. Burada sulu bakır nitratta bakır ve sulu gümüş nitratta gümüştür.Ayrı reaktifler bir hücre potansiyeli yaşarlar, ancak harici bir bağlantı olmadan, hiçbir reaksiyon veya elektron akışı olmaz. Harici olarak bağlandıktan sonra, elektronlar dolaylı olarak harici devre üzerinden akmaya zorlanır ve reaksiyonların ilgili elektrotlarda gerçekleşmesini sağlar. Geleneksel olarak oksidasyon, negatif yük taşıyan anotta meydana gelir ve pozitif yük taşıyan katotta azalma olur.Elektron transferi gerçekleşirken oksidasyon yarı hücresinde pozitif iyonlar, indirgeme yarı hücresinde negatif iyonlar oluşur. Bu, daha fazla elektron akışını engelleyen pozitif ve negatif yük oluşumuna neden olur ve reaksiyonun ilerlemesi için sürekli olarak nötralize edilmesi gerekir. Bu nedenle, iki yarı hücre bir tuz köprüsü ile bağlanır:sodyum nitrat gibi etkisiz bir elektrolitin bir macunu veya jeli içeren ters çevrilmiş bir U-tüpü.Redoks reaksiyonu ilerledikçe, karşı iyonlar, elektrolitler karışmadan yük nötrlüğünü sağlamak için ilgili yarım hücrelere akar. Galvanik bir hücreyi tanımlamak için özel gösterimler veya hücre şemaları kullanılır. Oksidasyon sol tarafta ve indirgeme sağ tarafta gösterilir.Çift dikey çizgi, iki yarım hücreyi birbirine bağlayan bir tuz köprüsünü belirtirken, tek dikey çizgiler bileşen fazları arasındaki arayüzleri gösterir. Aynı aşamada iki veya daha fazla bileşen varsa, bunlar virgülle ayrılır.

voltaik / galvanik hücreler

Voltaic/Galvanic Cells

Spontan Kimyasal Reaksiyonlar
 
 Spontan redoks reaksiyonları doğada bol miktarda bulunur. Uzaktan kumandalarımıza güç veren tek kullanımlık bir AA pilde meydana gelen kimyasal reaksiyon, spontan bir redoks reaksiyonunun böyle bir örneğidir. Başka bir örnek, sarmal bakır telin sulu bir gümüş nitrat çözeltisine daldırılmasıdır. Reaksiyon, renksizden parlak maviye kademeli, görsel olarak etkileyici bir renk değişimi ve bakır tel üzerinde gri bir çökelti oluşumunu gösterir. Bu deneyde, bakır, çözeltiyi mavi yapan bakır iyonları oluşturmak için oksidasyona uğrar, Gümüş iyonları ise tel üzerinde gümüş bir çökelti oluşturmak üzere indirgenir.
 
 Reaksiyon aşağıdaki gibi özetlenebilir:
 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />
 
 Burada, bakır telden sulu gümüş iyonlarına doğrudan ve kendiliğinden bir elektron transferi vardır.
 
 Elektrokimyasal Hücreler ve Galvanik Hücreler
 
 Bir cihazın bir redoks sisteminin tüm reaktanlarını ve ürünlerini içerdiğini, ancak reaktanların fiziksel temasını önlediğini varsayalım. Bu nedenle, elektronların doğrudan transferi önlenir; bunun yerine, dolaylı olarak ayrılmış reaktanlarla temas eden harici bir devre aracılığıyla gerçekleşir. Bu tip cihazlar genellikle elektrokimyasal hücreler olarak adlandırılırlar.
 
 Bir elektrokimyasal hücre, reaksiyona giren atomlar arasında doğrudan temas olmadan bir redoks reaksiyonu ile bir elektrik akımının üretildiği bir cihazdır. Spontan bir redoks reaksiyonu nedeniyle bir akımın oluşturulduğu elektrokimyasal hücreler galvanik veya voltaik hücreler olarak bilinir (Luigi Galvani ve Alessandro Volta'dan sonra adlandırılmıştır).
 
 Galvanik bir Hücrenin Bileşenleri
 
 Bakır ve gümüş (I) arasındaki spontan reaksiyona dayanan bir galvanik hücre, Şekil 1'de tasvir edilmiştir. Tipik bir galvanik hücre, her biri tek bir reaktanın bir redoks konjugat çifti içeren iki yarım hücreden oluşur. Soldaki yarım hücre, katı bir bakır folyo ve sulu bir bakır nitrat çözeltisi biçiminde Cu (0) / Cu (II) çiftini içerir. Sağ yarım hücre, Ag(I) / Ag(0) çiftini katı gümüş folyo ve sulu bir gümüş nitrat çözeltisi içerir. Her yarım hücreye katı folyoda harici bir devre bağlanır, yani Cu ve Ag folyolarının her biri bir elektrot olarak işlev görür. Reaksiyon, her yarım hücre reaksiyon karışımı ile ilgili elektrot arasındaki arayüzde meydana gelir. Anot, oksidasyonun meydana geldiği elektrottur ve negatif bir yük taşır, katot ise indirgemenin meydana geldiği elektrottur ve pozitif bir yük taşır.
 
 İki yarım hücre, potasyum klorür veya amonyum nitrat gibi inert bir elektrolitin bir jeli veya macununu içeren ters çevrilmiş bir U tüpü olan bir tuz köprüsü ile bağlanır. Tuz köprüsü, reaksiyonun şarj dengesini sağlarken reaksiyon karışımlarını ayrı tutmaya yardımcı olur. Bu hücredeki spontan reaksiyon, anot yarı hücresinde Cu+2 katyonları üretir ve katot yarı hücresinde Ag+ iyonlarını tüketir, bu da şarj dengesini koruyan tuz köprüsünden telafi edici bir inert iyon akışı ile sonuçlanır. Tuz köprüsü, anot ve katotta pozitif ve negatif iyonların birikmesini nötralize ederek reaksiyonun devam etmesini sağlayan bir inert iyon akışı sağlar. Bu nedenle, anot yarı hücresindeki artan Cu+2 konsantrasyonları, tuz köprüsünden bir NO3− akışı ile dengelenirken, katot yarı hücresine bir Na+ akışı, azalan Ag+ konsantrasyonunu telafi eder.
 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 
 Şekil 1: : Bakır ve gümüş (I) iyonları arasındaki spontan reaksiyona dayanan galvanik bir hücre.
 
 Hücre Şemaları veya Hücre Gösterimi Kullanarak Galvanik Hücrenin Temsil Edilmesi
 
 Galvanik hücre, hücre şemaları veya hücre gösterimleri kullanılarak sembolik olarak temsil edilir.
 
 •  Hücre şemalarında, bileşen fazları arasındaki tüm arayüzler dikey paralel çizgilerle temsil edilir. 
 •  Aynı aşamada iki veya daha fazla bileşen varsa, bunlar virgül kullanılarak gösterimde ayrılır. 
 •  Anot şemanın solunda ve katot sağda temsil edilir. 
 •  Çift dikey çizgi, iki yarı reaksiyon arasında bir tuz köprüsü veya gözenekli bir bölüm olduğunu gösterir. 
 •  Kural olarak, şematik anot ile başlar ve soldan sağa doğru ilerler, hücre içinde karşılaşılan fazları ve arayüzleri tanımlar ve katot ile sona erer.
 
 Örneğin, yukarıdaki galvanik hücre, bir tuz köprüsü vasıtasıyla katı bir gümüş katot olan daldırılmış sulu bir gümüş(I) nitrat çözeltisine bağlanan sulu bir bakır(II) nitrat içine daldırılmış katı bir bakır anottan oluşur. Bu ifadeyi yukarıdaki yönergeleri izleyerek sembolizme dönüştürmek şu hücre şemasını sağlar:
 
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />
 
 Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: <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>

Voltaik / Galvanik Hücreler

Kendiliğinden Kimyasal Reaksiyonlar
Kendiliğinden redoks reaksiyonları doğada bol miktarda meydana gelir. Tek kullanımlık bir AA pil gücünde meydana gelen kimyasal reaksiyon ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Kimya

Electrochemistry

Elektrokimya

KEY TERMS AND CONCEPTS

TEMEL TERİMLER VE KAVRAMLAR

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 Kimya, özlü ve kolay anlaşılır animasyon video derslerini kullanarak genel kimya kavramlarına hayat veriyor. Ek olarak, bilim insanı uygulama videolarımız ile klasik ve orijinal araştırma deneylerini dünya çapında günümüz laboratuvarlarında görselleştiriyoruz.

Galvanic Cells and Battery Reactions

Description

Transcript

Tags