CELULE ELECTROCHIMICE: COMPONENTE, MODUL DE FUNCȚIONARE, TIPURI, EXEMPLU - CHIMIE - 2025

Cele Celulele electrochimice sunt dispozitive în care reacțiile chimice trec unde energia chimică este transformată în energie electrică sau invers. Aceste celule alcătuiesc inima electrochimiei, sufletul fiind schimbul potențial de electroni care poate apărea, spontan sau nu, între două specii chimice.

Una dintre cele două specii se oxidează, pierde electronii, în timp ce cealaltă este redusă, câștigând electronii transferați. În mod obișnuit, specia care este redusă este un cation metalic în soluție, care câștigând electroni ajunge să fie depus electric pe un electrod fabricat din același metal. Pe de altă parte, specia care se oxidează este un metal, transformându-se în cationi metalici.

Diagrama pentru o celulă electrochimică de la Daniel. Sursa: Rehua

De exemplu, imaginea de mai sus reprezintă celula lui Daniel: cea mai simplă dintre toate celulele electrochimice. Electrodul metalic de zinc se oxidează, eliberând cationi Zn ²⁺ în mediul apos. Acest lucru apare în containerul ZnSO ₄ din stânga.

În partea dreaptă, soluția care conține CuSO ₄ este redusă, transformând cationii Cu ²⁺ în cupru metalic care este depus pe electrodul de cupru. În timpul dezvoltării acestei reacții, electronii circulă printr-un circuit extern activând mecanismele sale; și, prin urmare, furnizarea de energie electrică pentru funcționarea unei echipe.

Componentele celulelor electrochimice

electrozi

Curenții electrici sunt generați sau consumați în celulele electrochimice. Pentru a asigura un flux adecvat de electroni, trebuie să existe materiale care sunt bune conductoare de electricitate. Aici intră electrozii și circuitul extern, prevăzute cu cablaje de cupru, argint sau aur.

Electrozii sunt materialele care asigură suprafața în care vor avea loc reacțiile în celulele electrochimice. Există două tipuri în funcție de reacția care apare în ele:

-Anod, electrod unde are loc oxidarea

-Cathode, electrod unde are loc reducerea

Electrozii pot fi făcuți dintr-un material care reacționează, ca în cazul celulei lui Daniel (zinc și cupru); sau, dintr-un material inert, așa cum se întâmplă atunci când sunt fabricate din platină sau grafit.

Electronii eliberați de anod trebuie să ajungă la catod; dar nu printr-o soluție, ci printr-un cablu metalic care unește ambii electrozi la un circuit extern.

Dizolvarea electrolitilor

Soluția care înconjoară electrozii joacă, de asemenea, un rol important, deoarece este îmbogățit cu electroliți puternici; cum ar fi: KCl, KNO ₃ , NaCl etc. Acești ioni favorizează, într-o anumită măsură, migrația electronilor de la anod către catod, precum și conducerea acestora prin vecinătatea electrozilor pentru a interacționa cu specia care urmează a fi redusă.

Apa de mare, de exemplu, conduce electricitatea mult mai bine decât apa distilată, cu o concentrație mai mică de ioni. De aceea, celulele electrochimice au o dizolvare puternică a electroliților printre componentele lor.

Podul salin

Ionii soluției încep să înconjoare electrozii provocând o polarizare a sarcinilor. Soluția din jurul catodului începe să se încarce negativ, deoarece cationii se reduc; în cazul celulei Daniel, cationii Cu ²⁺ atunci când sunt depuse ca cupru metalic pe catod. Astfel, începe să existe un deficit de taxe pozitive.

Aici intervine puntea de sare pentru a echilibra sarcinile și a preveni polarizarea electrozilor. Spre partea sau compartimentul catodului, cationii podului de sare vor migra, fie K ⁺ fie Zn ²⁺ , pentru a înlocui Cu ²⁺ consumat. Intre timp, NO ₃ ^- anioni va migra din puntea de sare spre compartimentul anodic, pentru a neutraliza creșterea concentrației de Zn ²⁺ cationi .

Podul de sare este compus dintr-o soluție saturată de săruri, cu capetele acoperite de un gel care este permeabil pentru ioni, dar impermeabil pentru apă.

Tipuri de celule electrochimice și modul de funcționare

Cum funcționează o celulă electrochimică depinde de ce tip este. Există practic două tipuri: galvanice (sau voltaice) și electrolitice.

Galvanic

Celula lui Daniel este un exemplu de celulă electrochimică galvanică. În ele reacțiile apar spontan și potențialul bateriei este pozitiv; cu cât potențialul este mai mare, cu atât mai multă energie electrică va furniza celula.

Celulele sau bateriile sunt celule galvanice precis: potențialul chimic dintre cei doi electrozi este transformat în energie electrică atunci când intervine un circuit extern care le leagă. Astfel, electronii migrează din anod, aprind echipamentul la care este conectată bateria și sunt returnați direct la catod.

electrolitica

Celulele electrolitice sunt cele ale căror reacții nu apar spontan, cu excepția cazului în care sunt furnizate cu energie electrică dintr-o sursă externă. Aici se produce fenomenul opus: energia electrică permite reacții chimice non-spontane.

Una dintre cele mai cunoscute și mai valoroase reacții care are loc în cadrul acestui tip de celule este electroliza.

Bateriile reîncărcabile sunt exemple de celule electrolitice și galvanice: sunt reîncărcate pentru a-și inversa reacțiile chimice și pentru a restabili condițiile inițiale de refolosire.

Exemple

Celula lui Daniel

Ecuația chimică următoare corespunde reacției din celula lui Daniel la care participă zincul și cuprul:

Zn (s) + Cu ²⁺ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + Cu (s)

Dar cationii Cu ²⁺ și Zn ²⁺ nu sunt singuri, ci însoțiți de anionii SO ₄ ^2- . Această celulă poate fi reprezentată după cum urmează:

Zn - ZnSO ₄ - - CuSO ₄ - Cu

Celula lui Daniel poate fi construită în orice laborator, fiind foarte recurentă ca practică în introducerea electrochimiei. Pe măsură ce Cu ²⁺ este depus sub formă de Cu, culoarea albastră a soluției CuSO ₄ se va estompa treptat.

Celulă de hidrogen de platină

Imaginează-ți o celulă care consumă hidrogen, produce argint metalic și, în același timp, furnizează energie electrică. Aceasta este celula de platină și hidrogen, iar reacția sa generală este următoarea:

2AgCl (s) + H ₂ (g) → 2AG (s) + 2H ⁺ + 2CI ^-

Aici în compartimentul anodic avem un electrod inert de platină, scufundat în apă și pompat în hidrogen gazos. H ₂ este oxidat la H ⁺ și dă electronii la precipitat lăptos al AgCl în compartimentul catodic cu un electrod de argint metalic. Pe acest argint AgCl va fi redus și masa electrodului va crește.

Această celulă poate fi reprezentată ca:

Pt, H ₂ - H ⁺ - - Cl ^- , AgCl - Ag

Celula Downs

Și în final, printre celulele electrolitice îl avem pe cel al clorurii de sodiu fuzionat, mai cunoscut sub numele de celula Downs. Aici, electricitatea este folosită pentru a deplasa un volum de NaCl topit prin electrozi, provocând astfel următoarele reacții:

2Na ⁺ (l) + 2e ^- → 2Na (s) (catod)

2CI ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2e ^- (anod)

2NaCI (l) → 2Na (s) + Cl ₂ (g) (reacția globală)

Astfel, datorită electricității și clorurii de sodiu, sodiu metalic și gaz clor pot fi preparate.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Wikipedia. (2020). Celulă electrochimică. Recuperat de la: en.wikipedia.org
3. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (29 ianuarie 2020). Celule electrochimice. Recuperat de la: thinkco.com
4. R. Nava. (Sf). Celule electrochimice. Recuperat din: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Chemicool. (2017). Definiția Electrochemical Cell. Recuperat de la: chemicool.com
6. Patricia Jankowski. (2020). Ce este o celulă electrochimică? - Structura & Utilizările. Studiu. Recuperat din: studiu.com
7. Alchimie (3 martie 2011). Celule electrochimice. Chimie și știință. Recuperat de la: laquimicaylaciencia.blogspot.com