Elektrokjemisk celle

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk
En galvanisk celle produserer strøm. Anoden til venstre er negativ og katoden til høyre er positiv,

En elektrokjemisk celle er en anretning som brukes for å generere elektrisk strøm fra en kjemisk reaksjon, eller for å drive en kjemisk reaksjon ved å tilføre elektrisk energi. Det finnes to hovedtyper av elektrokjemiske celler:

  • Når cellen brukes for å generere elektrisk strøm, kalles den gjerne en galvanisk celle. Slike brukes i batterier.
  • I det motsatte tilfellet, når elektrisk energi tilføres for å drive en kjemisk reaksjon, kalles den en elektrolysecelle.

Begge prosessene er sentrale innen elektrokjemien og har i dag stor praktisk betydning. Tidligere var de viktige i utforskningen av materiens oppbygning og spesielt for forståelsen av elektrisitet. Den første omtrentlige bestemmelsen av størrelsen på elementærladningen kom fra målingene til Michael Faraday rundt 1830 og etableringen av hans elektrolyselover.

Cellepotensial[rediger | rediger kilde]

En elektrokjemisk celle består av to halvceller som hver består av en elektrode og en elektrolytt. Denne kan være den samme eller forskjellig, men med samme elektriske potensial vedlikeholdt ved transport av ioner. Ved elektrodene foregår redoksreaksjoner som kan knyttes til elektriske spenninger. Disse kan leses ut fra kjente, standard reduksjonspotensial ved standard forhold. Den elektroden hvor oksidasjonen foregår, kalles for anoden. Tilsvarende kalles elektroden hvor reduksjonen foregår, for katoden. Cellepotensialet som eksisterer mellom elektrodene, er da

E°cell = E°katode - E°anode

og kan nå finnes fra de kjente halvcellepotensialene. Under andre forhold som når trykk, temperatur og konsentrasjon av de forskjellige kjemikalier ikke er standard, vil disse forandres noe og kan beregnes ut fra kjente lover.

De kjemiske reaksjonene i cellen gir en forandring av Gibbs fri energi som kan skrives som

ΔG° = −nFE°cell

hvor n er antall mol elektroner som blir overført og F er Faradays konstant. Man har nå to forskjellige situasjoner, nemlig:

E°cell > 0, og reaksjonen er spontan (galvanisk celle)
E°cell < 0, og reaksjonen er ikke spontan (elektrolysecelle)

For å ha en spontan reaksjon (ΔG° < 0), må derfor cellepotensialet E°cell være positivt. Cellen virker da som et batteri hvor anoden er negativ og katoden er positiv. I det motsatte tilfellet, som når batteriet opplades og man har en elektrolysecelle, er anoden positiv og katoden negativ.

Referanser[rediger | rediger kilde]

  • M. Bishop, An Introduction to Chemistry, Chiral Publishing Co. (2008), ISBN 0-9778-1058-5.
  • G.W. Castellan, Physical Chemistry, Addison-Wesley Publishing Company, New York (1971). ISBN 0-20-110386-9.