- Piese ale celulei galvanice
- Funcționarea
- Reacții de oxidare și reducere
- Podul cu sare
- Potențialele de oxidare și reducere
- Reprezentare simbolică a unei celule galvanice
- Aplicații
- Celula galvanică în viața de zi cu zi
- Construcția unei celule galvanice de casă
- materiale
- Proces
- Referințe
Celula galvanică sau celule voltaice este un tip de celule electrochimice , care constă din două metale diferite imersate în două celule jumătate, în care un compus în soluție activează o reacție spontană.
Apoi, unul dintre metalele dintr-o jumătate de celule este oxidat în timp ce metalul din cealaltă jumătate de celulă este redus, producând un schimb de electroni printr-un circuit extern. Acest lucru face posibilă profitarea curentului electric.
Figura 1. Schema și părțile unei celule galvanice. Sursa: corinto.pucp.edu.pe.
Numele „celulă galvanică” este în onoarea unuia dintre pionierii experimentării cu electricitate: medicul și fiziologul italian Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani a descoperit în 1780 că dacă cablurile de metale diferite erau unite la un capăt și capetele libere erau puse în contact cu bâlbâitul unei broaște (moarte), atunci se produce o contracție.
Cu toate acestea, primul care a construit o celulă electrochimică pentru a produce energie electrică a fost italianul Alessandro Volta (1745-1827) în 1800 și de aici numele alternativ de celulă voltaică.
Piese ale celulei galvanice
Părțile unei celule galvanice sunt prezentate în figura 1 și sunt următoarele:
1.- Semicelul anodic
2.- Electrodul anodic
3.- Soluție anodică
4.- Semicelul catodului
5.- electrod catod
6.- Soluție catodică
7.- Podul salin
8.- Conductor metalic
9.- Voltmetru
Funcționarea
Pentru a explica funcționarea unei celule galvanice o vom folosi pe cea inferioară:
Figura 2. Modelul didactic al celulei galvanice. Sursa: slideserve.com
Ideea fundamentală a unei celule galvanice este că metalul care suferă reacția de oxidare este separat fizic de metalul care este redus, astfel încât schimbul de electroni are loc printr-un conductor extern care permite să profite de fluxul de curent electric, de exemplu, pentru a porni un bec sau led.
În figura 2, în semicelula stângă există o bandă metalică de cupru (Cu) imersată într-o soluție de sulfat de cupru (CuS0 4 ), în timp ce în jumătatea dreaptă se află o bandă de zinc (Zn) imersată în o soluție de sulfat de zinc (ZnSO 4 ).
Trebuie menționat că în fiecare jumătate de celulă metalul fiecăruia este prezent în două stări de oxidare: atomii de metal neutru și ionii metalici ai sării aceluiași metal din soluție.
Dacă benzile metalice nu sunt unite de un fir conductiv exterior, atunci ambele metale sunt oxidate separat în celulele respective.
Cu toate acestea, din moment ce sunt conectate electric, se întâmplă că oxidarea va avea loc în Zn în timp ce va exista o reacție de reducere în Cu. Acest lucru se datorează faptului că gradul de oxidare a zincului este mai mare decât cel al cuprului.
Metalul care este oxidat dă electroni metalului care este redus prin conductorul exterior și acest flux de curent poate fi valorificat.
Reacții de oxidare și reducere
Reacția care apare pe partea dreaptă între electrodul de zinc metal și soluția apoasă de sulfat de zinc este următoarea:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Un atom de zinc (solid) pe suprafața electrodului anodului din jumătatea dreaptă, stimulat de ionii pozitivi ai zincului în soluție, renunță la doi electroni și este detașat de electrod, trecând în soluția apoasă sub forma unui ion dublu pozitiv de zinc.
Ne dăm seama că rezultatul net a fost că un atom de zinc neutru din metal, prin pierderea a doi electroni, a devenit un ion de zinc care se adaugă la soluția apoasă, astfel încât tija de zinc a pierdut un atom și soluția a dobândit un dublu ion pozitiv.
Electronii eliberați vor prefera să se deplaseze prin firul exterior spre metalul celuilalt semicelula încărcată pozitiv (catod +). Bara de zinc pierde din masă pe măsură ce atomii săi trec treptat în soluția apoasă.
Oxidarea zincului poate fi rezumată după cum urmează:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reacția care apare pe partea stângă este similară, dar cuprul din soluția apoasă captează doi electroni (din cealaltă jumătate de celulă) și este depus pe electrodul de cupru. Când un atom ridică electroni, se spune că este redus.
Reacția de reducere a cuprului este scrisă astfel:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Bara de cupru câștigă masă, pe măsură ce ionii soluției trec pe bară.
Oxidarea are loc la anod (negativ), care respinge electronii, în timp ce reducerea se produce la catod (pozitiv), care atrage electroni. Schimbul de electroni are loc prin conductorul exterior.
Podul cu sare
Podul de sare echilibrează sarcinile care se acumulează în cele două jumătăți de celule. Ionii pozitivi se acumulează în jumătatea celulei anodice, în timp ce în celula catodică rămân un exces de ioni sulfat negativi.
Pentru puntea de sare, se folosește o soluție dintr-o sare (cum ar fi clorura de sodiu sau clorura de potasiu) care nu intervine în reacție, care se află într-un tub inversat în formă de U, cu capetele înfiptă cu un perete de material poros.
Unicul scop al punții de sare este ca ionii să se scurgă în fiecare celulă, echilibrând sau neutralizând excesul de încărcare. În acest fel, un flux de curent este produs prin puntea de sare, prin ionii salini, care închide circuitul electric.
Potențialele de oxidare și reducere
Potențialele de oxidare și reducere standard sunt cele care apar la anod și catod la temperatura de 25 ° C și cu soluții de concentrație de 1 M (un molar).
Pentru zinc potențialul său standard de oxidare este E ox = +0,76 V. În timp ce potențialul de reducere standard al cuprului este E roșu = + 0,34 V. Forța electromotivă (emf) produsă de această celulă galvanică este : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Reacția globală a celulei galvanice poate fi scrisă astfel:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Ținând cont de sulfat, reacția netă este:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfatul este un intermediar, în timp ce metalele schimbă electroni.
Reprezentare simbolică a unei celule galvanice
Celula galvanică din figura 2 este simbolizată astfel:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Prin convenție, metalul care oxidează și formează anodul (-) este întotdeauna plasat pe stânga, iar ionul său în stare apoasă este separat de o bară (-). Jumătatea celulară anodică este separată de cea catodică cu două bare (-) reprezentând puntea de sare. În dreapta este așezată jumătatea celulei metalice care este redusă și formează catodul (+).
În reprezentarea simbolică a unei celule galvanice, stânga extremă este întotdeauna metalul care este oxidat, iar metalul redus este plasat în extrema dreaptă (în stare solidă). Trebuie menționat că în figura 2, jumătățile de celule sunt în poziție inversă în raport cu reprezentarea simbolică convențională.
Aplicații
Cunoscând potențialele standard de oxidare ale diferitelor metale, este posibilă determinarea forței electromotive pe care o celulă galvanică construită cu aceste metale le va produce.
În această secțiune, vom aplica ceea ce a fost menționat în secțiunile anterioare pentru a calcula forța electromotivă netă a unei celule construite cu alte metale.
Ca exemplu de aplicare, considerăm o celulă galvanică de fier (Fe) și cupru (Cu). Ca date, se dau următoarele reacții de reducere și potențialul lor standard de reducere, adică la 25ºC și concentrația 1M:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (e). Rețea E1 = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 roșu = +0,34 V
Se cere să găsească forța electromotivă netă produsă de următoarea celulă galvanică:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
În această celulă fierul este oxidant și este anodul celulei galvanice, în timp ce cuprul se reduce și este catodul. Potențialul de oxidare al fierului este egal cu opusul potențialului său de reducere, adică E1 oxd = +0,44.
Pentru a obține forța electromotivă produsă de această celulă galvanică, adăugăm potențialul de oxidare al fierului cu potențialul de reducere a cuprului:
emf = E1 oxd + E2 roșu = -E1 roșu + E2 roșu = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Celula galvanică în viața de zi cu zi
Celulele galvanice pentru utilizarea de zi cu zi au o formă foarte diferită de cea folosită ca model didactic, dar principiul lor de funcționare este același.
Cel mai des utilizat celulă este bateria alcalină de 1.5V în prezentările sale diferite. Primul nume vine deoarece este un set de celule conectate în serie pentru a crește emf.
Bateriile reîncărcabile cu litiu se bazează, de asemenea, pe același principiu de funcționare ca celulele galvanice și sunt cele utilizate în smartphone-uri, ceasuri și alte dispozitive.
În același mod, bateriile cu plumb pentru automobile, motociclete și bărci sunt de 12V și se bazează pe același principiu de funcționare al celulei galvanice.
Celulele galvanice sunt utilizate în estetică și în regenerarea mușchilor. Există tratamente faciale care constau în aplicarea curentului prin doi electrozi sub formă de role sau sferă care curăță și tonifică pielea.
Impulsurile curente sunt, de asemenea, aplicate pentru regenerarea mușchilor la persoanele aflate în stare de prostrație.
Construcția unei celule galvanice de casă
Există multe moduri de a construi o celulă galvanică de casă. Una dintre cele mai simple este utilizarea oțetului ca soluție, cuie de oțel și fire de cupru.
materiale
-Cepe de plastic expuse
-Oțet alb
-Două șuruburi de oțel
-Doua bucăți de sârmă de cupru goală (fără izolație sau lac)
-Un voltmetru
Proces
-Se umplu ¾ părți de pahar cu oțet.
-Ambinați cele două șuruburi de oțel cu mai multe viraje de sârmă, lăsând o bucată de sârmă dezlănțuită.
Capătul neacoperit al firului de cupru este îndoit într-o formă U în sens invers, astfel încât acesta se sprijină pe marginea paharului și șuruburile sunt scufundate în oțet.
Figura 3. Celulă galvanică și multimetru de casă. Sursa: youtube.com
O altă bucată de sârmă de cupru este, de asemenea, îndoită într-un U inversat și este agățată pe marginea paharului într-o poziție diametral opusă șuruburilor cufundate, astfel încât o porțiune din cupru se află în interiorul oțetului, iar cealaltă porțiune a firului de cupru se află în exterior. din pahar.
Capetele libere ale conductorilor voltmetrului sunt conectate pentru a măsura forța electromotivă produsă de această simplă celulă. Emf-ul acestui tip de celule este de 0,5V. Pentru a egaliza emf-ul unei baterii alcaline, este necesar să se construiască încă două celule și să se unească cele trei în serie, astfel încât să se obțină o baterie de 1.5V
Referințe
- Borneo, R. Celule galvanice și electrolitice. Recuperat de la: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Chimie generală. PUCP. Recuperat din: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introducere în electrochimie. Departamentul de Fizicochimie UNAM. Recuperat de la: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Celulă electrochimică. Recuperat din: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Celula galvanică. Recuperat din: es.wikipedia.com.