Das elektrochemische Zellen Sie sind Geräte, bei denen chemische Reaktionen stattfinden, bei denen chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird oder umgekehrt. Diese Zellen bilden das Herz der Elektrochemie, wobei die Seele der potentielle Elektronenaustausch ist, der spontan oder nicht spontan zwischen zwei chemischen Spezies stattfinden kann..
Eine der beiden Spezies oxidiert, verliert Elektronen, während die andere reduziert wird und die übertragenen Elektronen gewinnt. Üblicherweise ist die Spezies, die reduziert wird, ein Metallkation in Lösung, das durch Gewinnung von Elektronen elektrisch auf einer Elektrode aus demselben Metall abgeschieden wird. Andererseits ist die Spezies, die oxidiert, ein Metall, das sich in Metallkationen verwandelt.
Das obige Bild zeigt beispielsweise Daniels Zelle: die einfachste aller elektrochemischen Zellen. Die metallische Zinkelektrode oxidiert und setzt Zn-Kationen freizwei+ zu dem wässrigen Medium. Dies tritt im ZnSO-Container auf4 links.
Rechts die CuSO-haltige Lösung4 wird reduziert, wodurch die Kationen Cu umgewandelt werdenzwei+ in metallischem Kupfer, das auf der Kupferelektrode abgeschieden ist. Während der Entwicklung dieser Reaktion wandern die Elektronen durch einen externen Stromkreis, der ihre Mechanismen aktiviert. und daher Bereitstellung elektrischer Energie für den Betrieb eines Teams.
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In elektrochemischen Zellen werden elektrische Ströme erzeugt oder verbraucht. Um einen ausreichenden Elektronenfluss zu gewährleisten, müssen Materialien vorhanden sein, die gute elektrische Leiter sind. Hier kommen die Elektroden und der externe Stromkreis ins Spiel, die mit Kupfer-, Silber- oder Goldkabeln versehen sind..
Die Elektroden sind die Materialien, die die Oberfläche bereitstellen, auf der die Reaktionen in den elektrochemischen Zellen stattfinden. Es gibt zwei Arten entsprechend der Reaktion, die in ihnen auftritt:
-Anode, Elektrode, an der Oxidation auftritt
-Kathode, Elektrode, an der eine Reduktion auftritt
Die Elektroden können aus einem reagierenden Material bestehen, wie im Fall von Daniels Zelle (Zink und Kupfer); oder ein inertes Material, beispielsweise wenn sie aus Platin oder Graphit bestehen.
Die von der Anode freigesetzten Elektronen müssen die Kathode erreichen; aber nicht durch eine Lösung, sondern durch ein Metallkabel, das beide Elektroden mit einem externen Stromkreis verbindet.
Die die Elektroden umgebende Lösung spielt ebenfalls eine wichtige Rolle, da sie mit starken Elektrolyten angereichert ist. wie zum Beispiel: KCl, KNO3, NaCl usw. Diese Ionen begünstigen bis zu einem gewissen Grad die Migration von Elektronen von der Anode zur Kathode sowie deren Leitung durch die Nähe der Elektroden, um mit der zu reduzierenden Spezies zu interagieren..
Meerwasser beispielsweise leitet Elektrizität mit einer geringeren Ionenkonzentration viel besser als destilliertes Wasser. Deshalb lösen sich in elektrochemischen Zellen starke Elektrolyte in ihren Bestandteilen auf..
Die Ionen der Lösung beginnen die Elektroden zu umgeben und verursachen eine Polarisation der Ladungen. Die Lösung um die Kathode beginnt sich negativ zu laden, wenn die Kationen reduziert werden. im Fall von Daniels Zelle die Cu-Kationenzwei+ durch Abscheiden als metallisches Kupfer auf der Kathode. Somit besteht ein Defizit an positiven Belastungen.
Hier greift die Salzbrücke ein, um die Ladungen auszugleichen und die Polarisation der Elektroden zu verhindern. In Richtung der Seite oder des Abteils der Kathode wandern Kationen von der Salzbrücke, entweder K.+ oder Znzwei+, das Cu zu ersetzenzwei+ verbraucht. In der Zwischenzeit wandern KEINE Anionen von der Salzbrücke3- in Richtung des Anodenraums, um die zunehmende Konzentration von Zn-Kationen zu neutralisierenzwei+.
Die Salzbrücke besteht aus einer gesättigten Salzlösung, deren Enden von einem Gel bedeckt sind, das für Ionen durchlässig, aber für Wasser undurchlässig ist..
Wie eine elektrochemische Zelle funktioniert, hängt davon ab, um welchen Typ es sich handelt. Grundsätzlich gibt es zwei Arten: galvanisch (oder voltaisch) und elektrolytisch.
Daniels Zelle ist ein Beispiel für eine galvanische elektrochemische Zelle. In ihnen treten die Reaktionen spontan auf und das Potential der Batterie ist positiv; Je höher das Potenzial, desto mehr Strom liefert die Zelle.
Zellen oder Batterien sind genau galvanische Zellen: Das chemische Potential zwischen den beiden Elektroden wird in elektrische Energie umgewandelt, wenn ein externer Stromkreis eingreift, der sie verbindet. Somit wandern die Elektronen von der Anode, entzünden die Ausrüstung, an die die Batterie angeschlossen ist, und werden direkt zur Kathode zurückgeführt.
Elektrolysezellen sind solche, deren Reaktionen nicht spontan ablaufen, es sei denn, sie werden von einer externen Quelle mit elektrischer Energie versorgt. Hier tritt das gegenteilige Phänomen auf: Durch Elektrizität können sich nicht spontane chemische Reaktionen entwickeln.
Eine der bekanntesten und wertvollsten Reaktionen, die innerhalb dieses Zelltyps stattfinden, ist die Elektrolyse..
Wiederaufladbare Batterien sind Beispiele für elektrolytische und gleichzeitig galvanische Zellen: Sie werden aufgeladen, um ihre chemischen Reaktionen umzukehren und die Anfangsbedingungen für die Wiederverwendung wiederherzustellen..
Die folgende chemische Gleichung entspricht der Reaktion in Daniels Zelle, an der Zink und Kupfer beteiligt sind:
Zn (s) + Cuzwei+(aq) → Znzwei+(aq) + Cu (s)
Aber die Cu-Kationenzwei+ und Znzwei+ Sie sind nicht allein, sondern werden von den Anionen SO begleitet4zwei-. Diese Zelle kann wie folgt dargestellt werden:
Zn | ZnSO4 | | KURS4 | Cu
Daniels Zelle kann in jedem Labor gebaut werden, was als Praxis bei der Einführung der Elektrochemie sehr häufig vorkommt. Da das Cuzwei+ wird als Cu abgeschieden, die blaue Farbe der CuSO-Lösung4 wird verloren sein.
Stellen Sie sich eine Zelle vor, die Wasserstoffgas verbraucht, metallisches Silber produziert und gleichzeitig Strom liefert. Dies ist die Platin- und Wasserstoffzelle, und ihre allgemeine Reaktion ist wie folgt:
2AgCl (s) + H.zwei(g) → 2Ag (s) + 2H+ + 2Cl-
Hier im Anodenraum haben wir eine inerte Platinelektrode, die in Wasser eingetaucht ist und in die Wasserstoffgas gepumpt wird. Die H.zwei oxidiert zu H.+ und gibt seine Elektronen an den milchigen AgCl-Niederschlag im Kathodenraum mit einer metallischen Silberelektrode ab. Auf diesem Silber wird das AgCl reduziert und die Masse der Elektrode erhöht..
Diese Zelle kann dargestellt werden als:
Pt, H.zwei | H.+ | | Cl-, AgCl | Ag
Und schließlich haben wir unter den Elektrolysezellen die geschmolzene Natriumchloridzelle, besser bekannt als Downs-Zelle. Hier wird Elektrizität verwendet, so dass ein Volumen geschmolzenen NaCl durch die Elektroden fließt, wodurch die folgenden Reaktionen in ihnen hervorgerufen werden:
2Na+(l) + 2e- → 2Na (s) (Kathode)
2Cl-(l) → Clzwei(g) + 2e- (Anode)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Clzwei(g) (globale Reaktion)
So können dank Elektrizität und Natriumchlorid metallisches Natrium- und Chlorgas hergestellt werden..
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