ELEKTROKÉMIAI CELLÁK: ALKATRÉSZEK, HOGYAN MŰKÖDNEK, TÍPUSOK, PÉLDA - KÉMIA - 2024

Az elektrokémiai cellák olyan eszközök, amelyekben a kémiai reakciók haladnak át, ahol a kémiai energiát elektromos energiává alakítják, vagy fordítva. Ezek a sejtek alkotják az elektrokémia szívét, a lélek az elektronok potenciális cseréje, amely spontán módon vagy sem, két kémiai faj között megtörténhet.

A két faj közül az egyik oxidálódik, elveszíti az elektronokat, míg a másik redukálódik, és így megkapja az átadott elektronokat. Általában a redukált faj egy oldott fém kation, amely az elektronok megszerzésével elektromosan lerakódik egy ugyanabból a fémből készült elektródon. Másrészt az oxidáló faj egy fém, amely fémkationokká alakul.

A Daniel elektrokémiai cellájának diagramja. Forrás: Rehua

Például a fenti kép Daniel celláját ábrázolja: az összes elektrokémiai cellából a legegyszerűbb. A fém cink elektróda oxidálódik, és felszabadítja a Zn ²⁺ kationokat a vizes közegbe. Ez a bal oldali ZnSO ₄ tartályban fordul elő.

Jobb oldalon a CuSO _4- et tartalmazó oldat redukálódik, és a Cu ²⁺ kationokat fémes rézré alakítja, amely a réz elektródon lerakódik. A reakció kialakulása során az elektronok egy külső áramkörön mozognak, aktiválva annak mechanizmusait; és ezért villamos energiát biztosít a csapat működéséhez.

Az elektrokémiai cellák alkotóelemei

elektródák

Elektromos áramot generálnak vagy fogyasztanak az elektrokémiai cellákban. A megfelelő elektronáramlás biztosításához olyan anyagoknak kell lenniük, amelyek jó elektromos vezető képesek. Itt jönnek be az elektródák és a külső áramkör, réz, ezüst vagy arany huzalozással ellátva.

Az elektródok azok az anyagok, amelyek biztosítják a felületet, ahol a reakciók zajlanak az elektrokémiai cellákban. Kétféle típus létezik a bennük zajló reakciótól függően:

-Anód, elektróda, ahol oxidáció történik

-Katód, elektróda, ahol redukció történik

Az elektródák reagáló anyagból készülhetnek, mint a Daniel cellája esetében (cink és réz); vagy közömbös anyagból, mint amikor platinából vagy grafitból készülnek.

Az anód által kibocsátott elektronoknak el kell érniük a katódot; de nem egy megoldáson keresztül, hanem egy fémkábel segítségével, amely mindkét elektródot egy külső áramkörhöz köti.

Elektrolit oldódás

Az elektródákat körülvevő oldat szintén fontos szerepet játszik, mivel az erős elektrolitokkal dúsítva van; mint például: KCl, KNO ₃, NaCl stb. Ezek az ionok bizonyos mértékben elősegítik az elektronok migrációját az anódból a katód felé, valamint az elektródok vezetését az elektródák közelében, hogy kölcsönhatásba lépjenek a redukálandó fajokkal.

Például a tengervíz sokkal jobban vezet áramot, mint a desztillált víz, alacsonyabb ionkoncentrációval. Ez az oka annak, hogy az elektrokémiai cellák elektrolitjai oldódnak erősen az alkotóelemek között.

Sós híd

Az oldat ionjai körülveszik az elektródákat, és a töltések polarizációját idézik elő. A katód körüli oldat negatív töltésűvé válik, mivel a kationok csökkennek; Daniel cella esetében a Cu ²⁺ kationok, amikor fémrézként kerülnek a katódra. Így kezdődik a pozitív díjak hiánya.

Itt működik a sóhíd, hogy kiegyenlítse a töltéseket és megakadályozza az elektródák polarizációját. A katód oldalának vagy rekeszének felé a sóhíd kationjai vándorolnak, akár K ^+, akár Zn ²⁺, hogy kiszorítsák a felhasznált Cu ^{2+ -ot}. Eközben a NO ₃ ^- anionok a sóhídról az anódtér felé mozognak, hogy semlegesítsék a Zn ²⁺ kationok növekvő koncentrációját.

A sóhíd telített sóoldatból áll, amelynek végeit géllel borítja, amely ionok számára átjárható, de a víz számára át nem eresztő.

Az elektrokémiai cellák típusai és működése

Az elektrokémiai cella működése attól függ, hogy milyen típusú. Alapvetően két típus létezik: galvanikus (vagy voltaikus) és elektrolitikus.

Galvanikus

Daniel cellája egy példa a galván elektrokémiai cellára. Ezekben a reakciók spontán módon fordulnak elő, és az akkumulátor potenciálja pozitív; minél nagyobb a potenciál, annál több áramot fog szolgáltatni a cella.

A cellák vagy az elemek pontosan galván cellák: a két elektróda közötti kémiai potenciál elektromos energiává alakul, amikor egy külső áramkör beavatkozik, amely összeköti őket. Így az elektronok az anódból vándorolnak, meggyújtják azt az eszközt, amelyhez az akkumulátor csatlakozik, és közvetlenül visszajutnak a katódhoz.

elektrolitos

Az elektrolitikus cellák azok, amelyek reakciói nem lépnek fel spontán módon, kivéve, ha külső forrásból táplálják őket. Itt fordul elő az ellenkező jelenség: az elektromosság lehetővé teszi a nem spontán kémiai reakciók kialakulását.

Az egyik legismertebb és legértékesebb reakció, amely az ilyen típusú cellákon belül zajlik, az elektrolízis.

Az újratölthető elemek példái az elektrolitikus és a galvanikus celláknak: újratöltésre kerülnek, hogy megfordítsák kémiai reakciójukat, és visszaállítsák az újrafelhasználás kezdeti feltételeit.

Példák

Daniel cellája

A következő kémiai egyenlet felel meg a Daniel cellájában zajló reakciónak, amelyben a cink és a réz részt vesz:

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

A Cu ²⁺ és a Zn ²⁺ kationok azonban nem önmagukban, hanem az SO ₄ ^2- anionok kíséretében. Ezt a cellát a következőképpen ábrázolhatjuk:

Zn - ZnSO ₄ - - CuSO ₄ - Cu

Daniel sejtje bármilyen laboratóriumban beépíthető, és nagyon ismétlődő, mint gyakorlat az elektrokémia bevezetésében. Mivel a Cu ²⁺ Cu- ként kerül lerakódásra, a CuSO ₄ oldat kék színe fokozatosan elhalványul.

Platinum hidrogén cella

Képzeljen el egy cellát, amely hidrogéngázt fogyaszt, fém ezüstöt termel és ugyanakkor áramot szolgáltat. Ez a platina és a hidrogén cella, általános reakciója a következő:

2 AgCl (s) + H ₂ (g) → 2Ag (s) + 2H ⁺ + 2Cl ^-

Itt, az anódkamrában van egy közömbös platina-elektród, amelyet vízbe merítünk és gáznemű hidrogénné pumpálunk. H ₂ oxidáljuk H ⁺ és feladja az elektronokat, hogy a tejes AgCl csapadék az katód rekeszt egy fémes ezüst elektród. Ezen az ezüstön az AgCl csökken és az elektróda tömege növekszik.

Ezt a cellát a következőképpen ábrázolhatjuk:

Pt, H ₂ - H ⁺ - - Cl ^-, AgCl - Ag

Downs cell

És végül, az elektrolitikus cellák között van a fuzionált nátrium-klorid, amely jobban ismert Downs cellában. Itt villamos energiát használnak az olvadt NaCl-mennyiség átvezetésére az elektródokon keresztül, ezáltal a következő reakciókat okozva:

2Na ⁺ (l) + 2e ^- → 2Na (s) (katód)

2Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2e ^- (anód)

2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl ₂ (g) (globális reakció)

Így az elektromosságnak és a nátrium-kloridnak köszönhetően fémes nátrium- és klórgázt lehet előállítani.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Wikipedia. (2020). Elektrokémiai cella. Helyreállítva: en.wikipedia.org
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2020. január 29.). Elektrokémiai cellák. Helyreállítva: gondolat.com
4. R. Ship. (Sf). Elektrokémiai cellák. Helyreállítva: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Chemicool. (2017). Az elektrokémiai cella meghatározása. Helyreállítva: chemicool.com
6. Patricia Jankowski. (2020). Mi az elektrokémiai elem? - Felépítés és felhasználások. Tanulmány. Helyreállítva: study.com
7. Aranycsinálás (2011. március 3.). Elektrokémiai cellák. Kémia és tudomány. Helyreállítva: laquimicaylaciencia.blogspot.com