Galvanisk element

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk

Et galvanisk element eller galvanisk celle er en elektrokjemisk celle som brukes i et batteri. Cellen er bygget opp av to ulike metaller som befinner seg på forskjellig plass i metallenes spenningsrekke, og en saltbro eller en porøs skive som adskiller de to halvcellene. Den galvaniske cellen omdanner kjemisk energi til elektrisk energi, og er oppkalt etter Luigi Galvani.

Beskrivelse[rediger | rediger kilde]

En galvanisk celle består av to halvceller, og hver av halvcellene er satt sammen av:

  1. En elektrode
  2. En elektrolytt

Det finnes en rekke ulike typer kjemiske reaksjoner som kan produsere elektrisk strøm, ved at man fysisk adskiller reaksjonen i to halvreaksjoner eller halvceller. Den halvreaksjonen med det laveste reduksjonspotensial vil bli anode og forsyner denne negative terminalen av elementet med elektroner ved en oksidasjon. Ved den andre elektroden foregår samtidig en halvreaksjonen som fjerner elektroner ved en reduksjon. Denne positive terminalen er defor katoden i det galvaniske elementet.[1]

Den elektromotoriske spenningen E0 mellom de to elektrodene under standard forhold er nå bestemt av de elektrokjemiske spenningene i de to halvcellene. Mer nøyaktig er den gitt ved differensen

 E^0 = E^0_{katode} -  E^0_{anode}

mellom reduksjonspotensialene for de to halvreaksjonene. Spenningen under andre forhold kan så beregnes elektrokjemisk ut fra rådene trykk, temperatur og konsentrasjon av de forskjellige kjemikalier.

Eksempel[rediger | rediger kilde]

Illustrasjon av en Zn-Cu galvanisk celle

En galvanisk celle kan for eksempel ha en sinkelektrode (Zn) i den ene halvcellen, og kobberelektrode (Cu) i den andre halvcellen.[2] En slik galvanisk celle er vist i figuren. Den første, praktiske utgaven av denne var Volta-søylen, mens den senere Daniell-cellen ble brukt som en mer nøyaktig spenningskilde.

Som elektrolytt brukes sinksulfat (ZnSO4(aq)) i halvcellen med zinkelektroden, og kobber(II)sulfat (CuSO4(aq)) i halvcellen med kobberelektroden.

Ut fra spenningsrekka kan man finne at sink har en større tendens til å avgi elektroner enn hva kobber har. Dersom man har en ytre sammenkobling mellom de to elektrodene, vil elektronene som avgis av sinkatomene i den ene halvcellen kunne opptas av kobberioner i den andre halvcellen. I figuren er elektrodene koblet sammen med en ledning, og et voltmeter som måler spenningsforskjellen.

Hvert sinkatom avgir to elektroner gjennom den ytre sammenkoblingen med kobberelektroden, og sinkionet (Zn2+) går samtidig over i sinksulfatløsningen. Den kjemiske ligningen for denne halvreaksjonen, er:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Sinkatomene blir oksidert, det foregår en oksidasjonsprosess ved den negative elektroden som er anoden. Standard reduksjonspotensial for denne reaksjonen er E0Zn = - 0,76 V.

I den andre halvcellen vil kobberioner i løsningen oppta to elektroner, og danne rent kobber. Den kjemiske ligningen for denne halvreaksjonen, er:

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Kobberionene blir redusert og gjør denne elektroden til den positive katoden. Reduksjonspotensialet for denne reaksjonen under samme standard forhold er E0Cu = + 0,34 V.

I denne galvaniske cellen blir altså elektroner avgitt fra sink og tatt opp av kobber i en redoksreaksjon. Hele reaksjonen kan skrives slik:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Siden det går en strøm av negativt ladde elektroner fra sinksiden til kobbersiden i den galvaniske cellen, vil man få en ulik ladningsfordeling i de to halvcellene. For å utlikne dette, vil saltbroen avgi ioner til løsningene i de to halvcellene. Den resulterende, elektromotoriske spenningen til dette galvaniske elementet er nå E0 = + 0,34 V - (- 0,76 V) = 1,10 V.

En type salt som ofte blir brukt i saltbroen, er kaliumnitrat (KNO3). Når et sinkatom avgir to elektroner og danner Zn2+, vil saltbroen samtidig avgi to negativt ladde nitrationer. I den andre halvcellen mister løsningen positivt ladde kobberioner. Disse vil erstattes av to positivt ladde kaliumioner fra saltbroen. På denne måten blir ladningsforskjellen utjevnet.

Se også[rediger | rediger kilde]

Galvanisk element omdanner kjemisk energi til elektrisk energi.

Referanser[rediger | rediger kilde]

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