Elektrolytiske vs galvaniske celler
Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler finder oxidations-reduktionsreaktioner sted. I en celle er der to elektroder kaldet en anode og en katode. Oxidationsreaktionen finder sted på anoden, og reduktionsreaktionen foregår på katoden. Elektroder er nedsænket i separate elektrolytopløsninger. Norm alt er disse opløsninger ioniske opløsninger relateret til typen af elektrode. For eksempel nedsænkes kobberelektroder i kobbersulfatopløsninger, og sølvelektroder nedsænkes i sølvchloridopløsning. Disse løsninger er forskellige; derfor skal de adskilles. Den mest almindelige måde at adskille dem på er en s altbro.
Hvad er en elektrolytisk celle?
Dette er en celle, som bruger en elektrisk strøm til at bryde kemiske forbindelser, eller med andre ord, til at udføre en elektrolyse. Så elektrolytiske celler har brug for en ekstern kilde til elektrisk energi til drift. For eksempel, hvis vi tager kobber og sølv for at være de to elektroder i cellen, er sølv forbundet til den positive terminal på en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er forbundet til den negative terminal. Da den negative terminal er elektronrig, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber reduceres. Ved sølvelektroden finder en oxidationsreaktion sted, og de frigivne elektroner gives til batteriets elektronmangelfulde positive pol. Følgende er den overordnede reaktion, der finder sted i en elektrolysecelle, som har kobber- og sølvelektroder.
2Ag(s) + Cu2+(aq)⇌ 2 Ag+(aq) + Cu(s)
Hvad er en galvanisk celle?
Galvaniske eller voltaiske celler lagrer elektrisk energi. Batterier er lavet af serier af galvaniske celler for at producere en højere spænding. Reaktionerne ved de to elektroder i galvaniske celler har en tendens til at forløbe spontant. Når reaktionerne finder sted, er der en strøm af elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder. For eksempel, hvis de to elektroder er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv i forhold til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gennemgår en oxidationsreaktion og frigiver elektroner. Disse elektroner går til sølvkatoden via det eksterne kredsløb. Derfor gennemgår sølvkatode en reduktionsreaktion. Der genereres en potentialforskel mellem de to elektroder, som tillader elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaktion af ovennævnte galvaniske celle.
2 Ag+(aq)+ Cu(s)⇌ 2Ag(s) + Cu2+(aq)
Hvad er forskellen mellem elektrolytisk celle og galvanisk celle?
• Elektrolytiske celler har brug for en ekstern elektrisk energikilde til drift, men galvaniske celler fungerer spontant og afgiver en elektrisk strøm.
• I en elektrolysecelle er strømmens retning modsat af retningen i de galvaniske celler.
• Reaktionerne i elektroderne er omvendt i begge typer celler. Det vil sige i en elektrolysecelle er sølvelektroden anoden, og kobberelektroden er katoden. I galvaniske celler er kobberelektroden imidlertid anoden, og sølvelektroden er katoden.
• I en elektrokemisk celle er katoden positiv, og anoden er negativ. I en elektrolysecelle er katoden negativ, og anoden er positiv.
• Til drift af elektrolyseceller kræves der en højere spænding end de galvaniske celler.
