ГАЛВАНСКА ЋЕЛИЈА: ДЕЛОВИ, КАКО ФУНКЦИОНИШЕ, АПЛИКАЦИЈЕ, ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Галвански елемент или галвански ћелија је врста електрохемијске ћелије који се састоји од два различита метала уроњени у два пола ћелије, у којима једињење у раствору активира спонтана реакција.

Затим се један од метала у једној половини ћелије оксидује, док се метал у другој половини ћелије редукује, стварајући размену електрона кроз спољни круг. То омогућава да се искористи електрична струја.

Слика 1. Шема и делови галванске ћелије. Извор: цоринто.пуцп.еду.пе.

Назив "галванска ћелија" је у част једног од пионира експериментисања са струјом: италијанског лекара и физиолога Луигија Галванија (1737-1798).

Галвани је 1780. открио да ако се каблови различитог метала споје на једном крају, а слободни крајеви доведу у контакт са хрпом (мртве) жабе, тада долази до контракције.

Међутим, први који је изградио електрохемијску ћелију за производњу електричне енергије био је такође Италијан Алессандро Волта (1745-1827) 1800. године и отуда алтернативно име волтаичне ћелије.

Делови галванске ћелије

Делови галванске ћелије приказани су на слици 1 и следећи су:

1.- Анодна полућелија

2.- Анодна електрода

3. - Анодни раствор

4.- катодна полућелика

5.- Катода електрода

6.- Катодни раствор

7.- Слани мост

8.- Метални проводник

9.- Волтметар

Функционисање

Да бисмо објаснили рад галванске ћелије користићемо доњу:

Слика 2. Дидактички модел галванске ћелије. Извор: слидесерве.цом

Темељна идеја галванске ћелије је да се метал који је подвргнут реакцији оксидације физички одвоји од метала који се редукује на такав начин да се размена електрона одвија преко спољног проводника који омогућава да се искористи проток електричне струје, на пример да укључите сијалицу или лед.

На слици 2, у левој половини ћелије је метална бакарна (Цу) трака уроњена у раствор бакарног сулфата (ЦуС0 ₄ ), док је у десној половини ћелија уроњена у цинк (Зн) трака. раствор цинковог сулфата (ЗнСО ₄ ).

Треба напоменути да је у свакој половини ћелије метал сваке од њих присутан у два стања оксидације: неутрални атоми метала и метални јони соли истог метала у раствору.

Ако се металне траке не споје спољном проводном жицом, оба метала се у њиховим ћелијама посебно оксидују.

Међутим, пошто су електрично повезани, дешава се да ће у Зн доћи до оксидације, док ће у Цу бити реакција редукције. То је зато што је степен оксидације цинка већи од бакра.

Оксидовани метал даје електроне металу који се смањује кроз спољни проводник и тај проток струје се може искористити.

Реакције оксидације и редукције

Реакција која се дешава на десној страни између металне електроде цинка и водене растворе цинковог сулфата је следећа:

Зн ^о _(с) + Зн ²⁺ (СО ₄ ) ^2- → 2 Зн ²⁺ _(ац) + (СО ₄ ) ^2- + 2 е ^-

Цинк атом (чврст) на површини анодне електроде у десној половини ћелије, стимулисан позитивним јонима цинка у раствору, одустаје од два електрона и одваја се од електроде, прелазећи у водени раствор у облику двоструког позитивног јона цинк.

Схватамо да је нето резултат био да је неутрални атом цинка из метала, губитком два електрона, постао цинк ион који се додаје у водену раствор, тако да је цинк штап изгубио један атом и раствор је добио позитиван дупли јон.

Ослобођени електрони ће радије да се крећу кроз спољну жицу према металу друге позитивно наелектрисане полу ћелије (катода +). Цинк бар губи масу јер његови атоми постепено прелазе у водени раствор.

Оксидација цинка може се сумирати на следећи начин:

Зн ^о _(и) → Зн ²⁺ _(ац) + 2 е ^-

Реакција која се дешава на левој страни је слична, али бакар у воденом раствору хвата два електрона (који долазе из друге половине ћелије) и таложи се на бакарној електроди. Када атом покупи електроне, каже се да се смањује.

Реакција редукције бакра је написана овако:

Цу ²⁺ _(ац) + 2 е ^- → Цу ^о _(и)

Бакрена шипка добија на маси, како јони раствора пролазе у шипку.

Оксидација настаје на аноди (негативна), која одбија електроне, док се редукција одвија на катоди (позитивној), која привлачи електроне. Размена електрона одвија се преко спољног проводника.

Солни мост

Солни мост уравнотежује наелектрисања која се накупљају у две половине ћелија. Позитивни јони се накупљају у анодној половици ћелије, док у катодној ћелији остаје вишак негативних сулфатних јона.

За солни мост користи се раствор соли (попут натријум-хлорида или калијум-хлорида), која не интервенише у реакцији, која је у обрнутој цеви у облику слова У, чији су крајеви приковани зидом порозног материјала.

Једина сврха солног моста је да се јони филтрирају у сваку ћелију, уравнотежујући или неутралишући вишак набоја. На овај начин ствара се струјни ток кроз мост соли, кроз јоне соли, који затвара електрични круг.

Оксидациони и редукцијски потенцијали

Под стандардним оксидационим и редукционим потенцијалима подразумевају се они који се јављају на аноди и катоди при температури од 25 ° Ц и са растворима концентрације 1М (један молар).

За цинк му је стандардни потенцијал оксидације Е _окс = +0,76 В. Док је стандардни потенцијал редукције бакра Е _црвени = +0,34 В. Електромоторна сила (емф) произведена овом галванском ћелијом је : емф = +0,76 В + 0,34 В = 1,1 В.

Глобална реакција галванске ћелије може се написати овако:

Зн ^о _(с) + Цу ²⁺ _(ак) → Зн ²⁺ _(ак) + Цу ^о _(с)

Узимајући у обзир сулфат, нето реакција је:

Зн ^о _(с) + Цу ²⁺ (СО ₄ ) ^2- 25ºЦ → Зн ²⁺ (СО ₄ ) ^2- + Цу ^о _(и)

Сулфат је пролазник, док метали размењују електроне.

Симболички приказ галванске ћелије

Галванска ћелија на слици 2 симболично је приказана на следећи начин:

Зн ^о _(с) -Зн ²⁺ _(ак) (1М) - Цу ²⁺ _(ак) (1М) -Цу ^о _(с)

Према договору, метал који оксидира и формира аноду (-) увек се поставља лево, а њен јон у воденом стању одвојен је шипком (-). Анодна половина ћелије одвојена је од катодне две траке (-) која представља солни мост. Са десне стране се поставља метална половица која се смањује и формира катоду (+).

У симболичком приказу галванске ћелије, крајњи леви је увек метал који је оксидовао, а метал који се редукује ставља се у крајњу десну страну (у чврстом стању). Треба напоменути да су на слици 2 половине ћелије у обрнутом положају у односу на конвенционални симболички приказ.

Апликације

Знајући стандардне оксидационе потенцијале различитих метала, могуће је одредити електромоторну силу коју ће галванска ћелија изграђена од тих метала производити.

У овом одељку ћемо применити оно што је речено у претходним одељцима за израчунавање нето електромоторне силе ћелије изграђене са другим металима.

Као пример примене сматрамо галванску ћелију гвожђа (Фе) и бакра (Цу). Као подаци дати су следеће реакције редукције и њихов стандардни потенцијал редукције, то јест при 25 ° Ц и концентрацији од 1М:

Фе ²⁺ _(ац) + 2 е ^- → Фе _(с). Е1 _мрежа = -0,44 В

Цу ²⁺ _(ац) + 2 е ^- → Цу _(и). Е2 _црвена = +0,34 В

Од њега се тражи да пронађе нето електромоторну силу произведену од следеће галванске ћелије:

Фе _(с) -Фе ²⁺ _(ак) (1М) - Цу ²⁺ _(ак) -Цу _(с)

У овој ћелији гвожђе оксидира и представља аноду галванске ћелије, док бакар редукује и представља катоду. Оксидациони потенцијал гвожђа једнак је али супротан његовом редукционом потенцијалу, то јест Е1 _окд = +0,44.

Да бисмо добили електромоторну силу коју производи ова галванска ћелија, додајемо оксидациони потенцијал гвожђа са редукционим потенцијалом бакра:

емф = Е1 _окд + Е2 _црвено = -Е1 _црвено + Е2 _црвено = 0,44 В + 0,34 В = 0,78 В

Галванска ћелија у свакодневном животу

Галванске ћелије за свакодневну употребу веома се разликују по облику од онога што се користи као дидактички модел, али њихов принцип деловања је исти.

Најчешће кориштена ћелија је алкална батерија од 1,5 В у различитим презентацијама. Прво име долази због тога што је скуп ћелија спојених у низу да би се повећао емф.

Литијум-пуњиве батерије се такође базирају на истом принципу рада као и галванске ћелије и користе се у паметним телефонима, сатовима и другим уређајима.

На исти начин, оловне батерије за аутомобиле, мотоцикле и чамце су 12 В и базиране су на истом принципу рада галванске ћелије.

Галванске ћелије користе се у естетици и регенерацији мишића. Постоје третмани за лице који се састоје од примене струје кроз две електроде у облику ваљка или сфере која чисти и тонира кожу.

Тренутни импулси се примењују и за регенерацију мишића код људи који су у стању простаке.

Изградња домаће галванске ћелије

Постоји много начина да се направи домаћа галванска ћелија. Једна од најједноставнијих је употреба сирћета као решења, челичних чавала и бакарних жица.

материјали

- Једнократне пластичне шоље

-Бело сирће

- Два челична завртња

-Два комада бакрене жице (без изолације или лака)

-Волтметар

Процес

-Наставите ¾ делова чаше сирћетом.

-Сврните два челична завртња са неколико окретаја жице, остављајући део жице одмотаним.

Одмотани крај бакрене жице савијен је у обрнути У облик тако да се ослони на обод чаше, а вијци су потопљени у сирћету.

Слика 3. Домаћа галванска ћелија и мултиметар. Извор: иоутубе.цом

Други комад бакрене жице је такође савијен у обрнутом У и објешен је на ивици чаше у положају који је дијаметрално супротан уроњеним шрафовима, тако да је један део бакра унутар сирћета, а други део бакрене жице споља. чаше.

Слободни крајеви водова волтметра повезани су да би се мерила електромоторна сила произведена од ове једноставне ћелије. Емф из ове врсте ћелија је 0,5 В. За изједначавање емфалума алкалне батерије потребно је изградити још две ћелије и спојити три у низу, тако да се добије 1,5В батерија

Референце

1. Борнео, Р. Галванић и електролитичке ћелије. Опоравак од: цлассдекуимица.блогспот.цом
2. Цедрон, Ј. Општа хемија. ПУЦП. Опоравак од: цоринто.пуцп.еду.пе
3. Фаррера, Л. Увод у електрохемију. Одељење за физикохемију УНАМ. Опоравак од: депа.фкуим.унам.мк.
4. Википедиа. Електрохемијска ћелија. Опоравак од: ес.википедиа.цом.
5. Википедиа. Галванска ћелија. Опоравак од: ес.википедиа.цом.