Galvanisch element

Soorten chemische cellen

• Eenvoudige cel
• Droge cel
• Natte cel
• Brandstofcel
• Zonnecel
• Elektrische cel

Elektrochemische cellen

Een uiterst belangrijke klasse van oxidatie- en reductiereacties wordt gebruikt om nuttige elektrische energie te leveren in batterijen. Een eenvoudige elektrochemische cel kan worden gemaakt van koper- en zinkmetalen met oplossingen van hun sulfaten. Tijdens de reactie kunnen elektronen van het zink naar het koper worden overgebracht via een elektrisch geleidende weg in de vorm van een nuttige elektrische stroom.

Een elektrochemische cel kan worden gemaakt door metalen elektroden in een elektrolyt te plaatsen waar een chemische reactie ofwel een elektrische stroom gebruikt ofwel een elektrische stroom opwekt. Elektrochemische cellen die een elektrische stroom opwekken worden voltaïsche cellen of galvanische cellen genoemd, en gewone batterijen bestaan uit een of meer van dergelijke cellen. In andere elektrochemische cellen wordt een van buitenaf toegevoerde elektrische stroom gebruikt om een chemische reactie op gang te brengen die niet spontaan zou plaatsvinden. Dergelijke cellen worden elektrolytische cellen genoemd.

Voltaïsche cellen

Een elektrochemische cel die uitwendige elektrische stroom veroorzaakt kan worden gemaakt met twee verschillende metalen aangezien metalen verschillen in hun neiging om elektronen te verliezen. Zink verliest gemakkelijker elektronen dan koper, zodat het plaatsen van zink- en kopermetaal in oplossingen van hun zouten elektronen kan doen stromen door een externe draad die van het zink naar het koper leidt. Aangezien een zinkatoom de elektronen levert, wordt het een positief ion en gaat het in een waterige oplossing, waardoor de massa van de zinkelektrode afneemt. Aan de koperkant zorgen de twee ontvangen elektronen ervoor dat een koperion uit de oplossing wordt omgezet in een ongeladen koperatoom dat zich op de koperelektrode afzet, waardoor de massa van de elektrode toeneemt. De twee reacties worden meestal geschreven als

Zn(s) --> Zn2+(^aq) + 2e-

Cu2+(aq) + 2e- --> Cu(s)

De letters tussen haakjes herinneren er slechts aan dat het zink van een vaste stof (s) overgaat in een wateroplossing (aq) en omgekeerd voor het koper. Het is gebruikelijk in de elektrochemie om deze twee processen "halfreacties" te noemen, die aan de twee elektroden plaatsvinden.

Opdat de voltaïsche cel een externe elektrische stroom zou kunnen blijven produceren, moet er een beweging zijn van de sulfaationen in oplossing van rechts naar links om de elektronenstroom in het externe circuit in evenwicht te brengen. De metaalionen zelf moeten worden verhinderd zich tussen de elektroden te bewegen, zodat een of ander poreus membraan of ander mechanisme moet zorgen voor de selectieve beweging van de negatieve ionen in de elektrolyt van rechts naar links.

Er is energie nodig om de elektronen te dwingen zich van de zink- naar de koperelektrode te verplaatsen, en de hoeveelheid energie per eenheid lading die in de voltaïsche cel beschikbaar is, wordt de elektromotorische kracht (emf) van de cel genoemd. De energie per ladingseenheid wordt uitgedrukt in volt (1 volt = 1 joule/coulomb).

Het is duidelijk dat, om energie uit de cel te halen, er meer energie moet vrijkomen uit de oxidatie van het zink dan er nodig is om het koper te reduceren. De cel kan een eindige hoeveelheid energie uit dit proces halen, waarbij het proces wordt beperkt door de hoeveelheid materiaal die beschikbaar is in de elektrolyt of in de metaalelektroden. Indien er bijvoorbeeld één mol sulfaat-ionen SO42- aan de koperzijde zou zijn, dan is het proces beperkt tot het overbrengen van twee mol elektronen door het externe circuit. De hoeveelheid elektrische lading in een mol elektronen wordt de constante van Faraday genoemd, en is gelijk aan het getal van Avogadro maal de elektronlading:

Faraday-constante = F = _NAe = 6,022 x 1023 x 1,602 x 10-19 = 96.485 coulomb/mool

De energieopbrengst van een voltaïsche cel wordt gegeven door de celspanning maal het aantal mol overgedragen elektronen maal de constante van Faraday.

Elektrisch vermogen = nFEcell

De cel-emf _Ecell kan worden voorspeld uit de standaard elektrodepotentialen voor de twee metalen. Voor de zink/koper-cel onder de standaardomstandigheden bedraagt de berekende celpotentiaal 1,1 volt.

Eenvoudige cel

Een eenvoudige cel heeft meestal platen van koper (Cu) en zink (Zn) in verdund zwavelzuur. Het zink lost op en er verschijnen waterstofbellen op de koperplaat. Deze waterstofbellen belemmeren de doorgang van stroom, zodat een eenvoudige cel slechts korte tijd kan worden gebruikt. Om een constante stroom te leveren, is een depolarisator (een oxidatiemiddel) nodig om de waterstof te oxideren. In de Daniel-cel is de depolarisator kopersulfaat, dat de waterstof vervangt door koper. In de Leclanche-batterij is de depolarisator mangaandioxide, dat de waterstof oxideert tot water.

Daniel cell

De Engelse scheikundige John Frederick Daniell ontwikkelde in 1836 een voltaïsche cel die gebruik maakte van zink en koper en oplossingen van hun ionen.

Key

• Zinkstaaf = negatieve terminal
• _H2SO4 = elektrolyt met verdund zwavelzuur
• Poreuze pot scheidt de twee vloeistoffen
• CuSO4 = kopersulfaat depolarisator
• Koperen pot = positieve terminal