Галваничен елемент

Видове химически клетки

• Обикновена клетка
• Суха клетка
• Мокра клетка
• Горивна клетка
• Слънчева клетка
• Електрическа клетка

Електрохимични клетки

Изключително важен клас реакции на окисление и редукция се използват за осигуряване на полезна електрическа енергия в батериите. Проста електрохимична клетка може да се направи от метали мед и цинк с разтвори на техните сулфати. В процеса на реакцията електроните могат да се прехвърлят от цинка към медта по електропроводим път като полезен електрически ток.

Електрохимична клетка може да се създаде чрез поставяне на метални електроди в електролит, където химична реакция използва или генерира електрически ток. Електрохимичните клетки, които генерират електрически ток, се наричат волтаични или галванични клетки, а обикновените батерии се състоят от една или повече такива клетки. В други електрохимични клетки се използва външен електрически ток, за да се задвижи химична реакция, която не протича спонтанно. Такива клетки се наричат електролитни клетки.

Волтаични клетки

Електрохимична клетка, в която протича външен електрически ток, може да бъде създадена с помощта на два различни метала, тъй като металите се различават по склонността си да губят електрони. Цинкът губи електрони по-лесно от медта, така че поставянето на цинк и мед в разтвори на техните соли може да предизвика протичане на електрони през външен проводник, който води от цинка към медта. Тъй като цинковият атом осигурява електрони, той се превръща в положителен йон и преминава във воден разтвор, като намалява масата на цинковия електрод. От страна на медта получените два електрона ѝ позволяват да превърне меден йон от разтвора в незареден меден атом, който се отлага върху медния електрод, увеличавайки масата му. Двете реакции обикновено се записват

Zn(s) --> Zn²⁺(aq) + 2e

Cu²⁺(aq) + 2e^- --> Cu(s)

Буквите в скоби само напомнят, че цинкът преминава от твърдо вещество (s) във воден разтвор (aq) и обратно - медта. Характерно за езика на електрохимията е тези два процеса да се наричат "полуреакции", които протичат на двата електрода.

За да може волтовият елемент да продължи да произвежда външен електрически ток, трябва да има движение на сулфатните йони в разтвора отдясно наляво, за да се балансира електронният поток във външната верига. Самите метални йони трябва да бъдат възпрепятствани да се движат между електродите, така че някакъв вид пореста мембрана или друг механизъм трябва да осигури селективно движение на отрицателните йони в електролита отдясно наляво.

Необходима е енергия, за да се принудят електроните да се придвижат от цинковия към медния електрод, а количеството енергия за единица заряд, което се получава от волтовия елемент, се нарича електродвижеща сила (ЕДН) на елемента. Енергията за единица заряд се изразява във волтове (1 волт = 1 джаул/кулон).

Ясно е, че за да се получи енергия от клетката, трябва да се освободи повече енергия от окислението на цинка, отколкото е необходима за редуциране на медта. Клетката може да получи крайно количество енергия от този процес, като процесът е ограничен от количеството наличен материал в електролита или в металните електроди. Например, ако от страната на медта има един мол сулфатни йони SO₄^2-, тогава процесът е ограничен до прехвърлянето на два мола електрони през външната верига. Количеството електрически заряд, съдържащо се в един мол електрони, се нарича константа на Фарадей и е равна на числото на Авогадро, умножено по заряда на електрона:

Константа на Фарадей = F = _ANe = 6,022 x 10 ²³x 1,602 x 10^-19 = 96,485 кулометра/мол

Добивът на енергия от волтаична клетка се определя от напрежението на клетката, умножено по броя на моловете пренесени електрони, умножен по константата на Фарадей.

Изходна електрическа енергия = nFE

Клетъчното ел. напрежение E може _cellда се предвиди от стандартните електродни потенциали за двата метала. За клетка от цинк и мед при стандартни условия изчисленият потенциал на клетката е 1,1 волта.

Обикновена клетка

Обикновената клетка обикновено има пластини от мед (Cu) и цинк (Zn) в разредена сярна киселина. Цинкът се разтваря и върху медната пластина се появяват мехурчета водород. Тези мехурчета водород пречат на протичането на тока, така че простата клетка може да се използва само за кратко време. За да се осигури постоянен ток, е необходим деполяризатор (окислител), който да окисли водорода. В клетката на Даниел деполяризаторът е меден сулфат, който обменя водорода с мед. В батерията на Лекланш деполяризаторът е манганов диоксид, който окислява водорода до вода.

Даниел клетка

През 1836 г. английският химик Джон Фредерик Даниел разработва волтаична клетка, която използва цинк и мед и разтвори на техните йони.

Ключ

• Цинков прът = отрицателен терминал
• ₂HSO₄ = електролит с разредена сярна киселина
• Порестият съд разделя двете течности
• CuSO₄ = деполяризатор на меден сулфат
• Медно гърне = положителна клема