ГАЛВАНИЧНА КЛЕТКА: ЧАСТИ, КАК РАБОТИ, ПРИЛОЖЕНИЯ, ПРИМЕРИ - ХИМИЯ - 2025

На галванична клетка или волтова клетката е вид на електрохимична клетка, която се състои от два различни метали потопени в двете половини клетки, в които съединение в разтвор активира спонтанна реакция.

Тогава един от металите в една от половин клетките се окислява, докато металът в другата половин клетка се редуцира, произвеждайки обмен на електрони чрез външна верига. Това дава възможност да се възползвате от електрическия ток.

Фигура 1. Схема и части от галванична клетка. Източник: corinto.pucp.edu.pe.

Името "галванична клетка" е в чест на един от пионерите на експериментирането с електричество: италианския лекар и физиолог Луиджи Галвани (1737-1798).

Галвани открил през 1780 г., че ако кабели от различни метали се съединят в единия си край и свободните краища бъдат докарани в куката на (мъртва) жаба, тогава възниква свиване.

Първата, която изгражда електрохимична клетка за производство на електричество, е италианката Алесандро Волта (1745-1827) през 1800 г. и оттам алтернативното име на волтовата клетка.

Части от галваничната клетка

Частите на галванична клетка са показани на фигура 1 и са както следва:

1.- Анодна семиклетка

2.- аноден електрод

3.- Аноден разтвор

4.- Катодна полуклетка

5.- Катоден електрод

6.- Катоден разтвор

7.- Солен мост

8.- Метален проводник

9.- Волтметър

Функциониращ

За да обясним работата на галванична клетка ще разчитаме на долната:

Фигура 2. Дидактичен модел на галванична клетка. Източник: slideserve.com

Основната идея на галваничната клетка е, че металът, който претърпява реакцията на окисляване, е физически отделен от метала, който се редуцира по такъв начин, че обмяната на електрони става чрез външен проводник, който позволява да се възползвате от потока на електрическия ток, т.е. например да включите крушка или led.

На фигура 2 в лявата половин клетка има метална медна (Cu) лента, потопена в разтвор на меден сулфат (CuS0 ₄), докато в дясната половин клетка има цинкова (Zn) лента, потопена в разтвор на цинков сулфат (ZnSO ₄).

Трябва да се отбележи, че във всяка половин клетка металът на всяка от тях присъства в две окислителни състояния: неутралните атоми на метала и металните йони на солта на същия метал в разтвор.

Ако металните ленти не са свързани с външна проводима жица, тогава и двата метала се окисляват отделно в съответните си клетки.

Въпреки това, тъй като те са електрически свързани, се случва окисляване в Zn, докато в Cu ще има реакция на редукция. Това е така, защото степента на окисляване на цинка е по-голяма от тази на медта.

Металът, който се окислява, дава електрони на метала, който се редуцира през външния проводник и този поток от ток може да бъде използван.

Реакции на окисляване и редукция

Реакцията, която протича от дясната страна между цинковия метален електрод и водния разтвор на цинков сулфат, е следната:

Zn ^o _(s) + Zn ²⁺ (SO ₄) ^2- → 2 Zn ²⁺ _(ac) + (SO ₄) ^2- + 2 e ^-

Цинков атом (твърд) на повърхността на анодния електрод в дясната половин клетка, стимулиран от положителните йони на цинковия разтвор, се отказва от два електрона и се отделя от електрода, преминавайки във водния разтвор като двойно положителен йон на цинк.

Ние осъзнаваме, че нетният резултат е, че неутрален цинков атом от метала, чрез загубата на два електрона, се превръща в цинков йон, който се добавя към водния разтвор, така че цинковият прът губи един атом и разтвор придоби положителен двоен йон.

Освободените електрони предпочитат да се движат през външния проводник към метала на другата положително заредена половин клетка (катод +). Цинковата пръчка губи маса, тъй като нейните атоми постепенно преминават във водния разтвор.

Окислението на цинка може да бъде обобщено по следния начин:

Zn ^o _(s) → Zn ²⁺ _(ac) + 2 e ^-

Реакцията, която протича от лявата страна, е подобна, но медта във водния разтвор улавя два електрона (от другата половина клетка) и се отлага върху медния електрод. Когато един атом вдигне електрони, се казва, че е намален.

Реакцията на редукция на мед е написана така:

Cu ²⁺ _(ac) + 2 e ^- → Cu ^o _(s)

Медната пръчка набира маса, тъй като йони от разтвора преминават към бара.

Окисляването се случва на анода (отрицателен), който отблъсква електроните, докато редукцията се извършва при катода (положителен), който привлича електрони. Електронният обмен се осъществява през външния проводник.

Соленият мост

Соленият мост балансира зарядите, които се натрупват в двете половинни клетки. Положителните йони се натрупват в анодната половин клетка, докато в катодната клетка остава излишък от отрицателни сулфатни йони.

За солевия мост се използва разтвор на сол (като натриев хлорид или калиев хлорид), която не се намесва в реакцията, която е в обърната U-образна тръба, като краищата й са запушени със стена от порест материал.

Единствената цел на солевия мост е йоните да филтрират във всяка клетка, балансирайки или неутрализирайки излишния заряд. По този начин се получава токов поток през солевия мост, през солните йони, който затваря електрическата верига.

Потенциали за окисляване и редукция

Под стандартни потенциали за окисляване и редукция се разбират тези, които се появяват на анода и катода при температура 25 ° С и с разтвори с концентрация 1М (един молар).

За цинка стандартният му потенциал за окисляване е E _ox = +0,76 V. Докато стандартният редукционен потенциал за мед е E _червен = +0,34 V. Електромотивната сила (ЕМП), произведена от тази галванична клетка, е: emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.

Глобалната реакция на галваничната клетка може да бъде написана така:

Zn ^o _(s) + Cu ²⁺ _(aq) → Zn ²⁺ _(aq) + Cu ^o _(s)

Като се вземе предвид сулфатът, нетната реакция е:

Zn ^o _(s) + Cu ²⁺ (SO ₄) ^2- 25ºC → Zn ²⁺ (SO ₄) ^2- + Cu ^o _(s)

Сулфатът е страничен наблюдател, докато металите обменят електрони.

Символично представяне на галванична клетка

Галваничната клетка на фигура 2 е символично представена, както следва:

Zn ^o _(s) -Zn ²⁺ _(aq) (1M) - Cu ²⁺ _(aq) (1M) -Cu ^o _(s)

По конвенция металът, който окислява и образува анода (-), винаги се поставя отляво, а неговият йон във водно състояние се разделя с пръчка (-). Анодната половин клетка е отделена от катодната една с две ленти (-), представляваща солевия мост. Вдясно се поставя металната половин клетка, която е редуцирана и образува катода (+).

При символното представяне на галванична клетка, крайният ляв винаги е металът, който се окислява, а металът, който е редуциран, се поставя в крайната дясна част (в твърдо състояние). Трябва да се отбележи, че на фигура 2 половините клетки са в обратна позиция по отношение на конвенционалното символно представяне.

Приложения

Познавайки стандартните окислителни потенциали на различни метали, е възможно да се определи електромоторната сила, която ще създаде галванична клетка, изградена с тези метали.

В този раздел това, което беше посочено в предишните раздели, ще се прилага за изчисляване на нетната електромоторна сила на клетка, изградена с други метали.

Като пример за приложение считаме галванична клетка от желязо (Fe) и мед (Cu). Като данни са дадени следните реакции на редукция и техния стандартен редукционен потенциал, тоест при 25 ° С и концентрация 1М:

Fe ²⁺ _(ac) + 2 e ^- → Fe _(s). E1 _мрежа = -0,44 V

Cu ²⁺ _(ac) + 2 e ^- → Cu _(s). E2 _червен = +0,34 V

От него се изисква да намери нетната електромоторна сила, произведена от следната галванична клетка:

Fe _(s) -Fe ²⁺ _(aq) (1M) - Cu ²⁺ _(aq) -Cu _(s)

В тази клетка желязото се окислява и е анод на галваничната клетка, докато медта се редуцира и е катода. Окислителният потенциал на желязото е равен на, но противоположен на неговия редукционен потенциал, тоест Е1 _окд = +0,44.

За да получим електромотивната сила, произведена от тази галванична клетка, добавяме окислителния потенциал на желязото с редукционния потенциал на медта:

emf = E1 _oxd + E2 _червен = -E1 _червен + E2 _червен = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.

Галваничната клетка в ежедневието

Галваничните клетки за ежедневна употреба са много различни по форма от това, което се използва като дидактичен модел, но принципът им на работа е един и същ.

Най-често използваната клетка е 1.5V алкална батерия в различните й презентации. Първото име идва, защото представлява набор от клетки, свързани последователно, за да се увеличи емф.

Литиевите акумулаторни батерии също се основават на същия принцип на работа като галваничните клетки и са тези, използвани в смартфони, часовници и други устройства.

По същия начин оловните батерии за автомобили, мотоциклети и лодки са 12V и са базирани на същия принцип на работа на галваничната клетка.

Галваничните клетки се използват в естетиката и в мускулната регенерация. Има процедури за лице, които се състоят в прилагане на ток през два електрода във формата на валяк или сфера, които почистват и тонизират кожата.

Текущите импулси се прилагат и за регенериране на мускулите при хора, които са в състояние на прострация.

Изграждане на домашно изработена галванична клетка

Има много начини за изграждане на домашно изработена галванична клетка. Един от най-простите е използването на оцет като разтвор, стоманени нокти и медни проводници.

материали

-Различни пластмасови чаши

-Бял оцет

-Две стоманени винтове

-Две парчета гола медна тел (без изолация или лак)

-А волтметър

процес

-Напълнете ¾ части от чашата с оцет.

-Свържете двата стоманени винта с няколко завъртания на тел, оставяйки парче тел отвито.

Непокрития край на медната тел се огъва в обърната U-форма, така че да се опира на ръба на чашата и винтовете да се потопят в оцета.

Фигура 3. Домашна галванична клетка и мултицет. Източник: youtube.com

Друго парче медна тел също е огънато в обърнат U и е окачено на ръба на чашата в положение, диаметрално противоположно на потопените винтове, така че едната част от медта остава вътре в оцета, а другата част от медната тел отвън от чашата.

Свободните краища на проводниците на волтметър са свързани, за да измерват електромоторната сила, произведена от тази проста клетка. ЕМП на този тип клетки е 0,5 V. За да се изравни емф на алкална батерия, е необходимо да се построят още две клетки и да се присъединят към трите последователно, така че да се получи 1,5V батерия

Препратки

1. Borneo, R. Galvanic и електролитични клетки. Възстановени от: classdequimica.blogspot.com
2. Cedrón, J. Обща химия. PUCP. Възстановено от: corinto.pucp.edu.pe
3. Farrera, L. Въведение в електрохимията. Катедра по физикохимия UNAM. Възстановено от: depa.fquim.unam.mx.
4. Wikipedia. Електрохимична клетка. Възстановено от: es.wikipedia.com.
5. Wikipedia. Галванична клетка. Възстановено от: es.wikipedia.com.