Forskjellen mellom elektrolytiske og galvaniske celler
Share
Elektrolytisk vs Galvanic Cells
Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokjemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler finner oksidasjonsreduksjonsreaksjoner sted. I en celle er det to elektroder som kalles en anode og en katode. Oksidasjonsreaksjonen finner sted på anoden, og reduksjonsreaksjonen finner sted på katoden. Elektroder er nedsenket i separate elektrolyttløsninger. Normalt er disse løsningene ioniske løsninger relatert til typen av elektrode. For eksempel er kobberelektroder nedsenket i kobbersulfatløsninger og sølvelektroder nedsenket i sølvkloridoppløsning. Disse løsningene er forskjellige; derfor må de skilles. Den vanligste måten å skille dem på er en saltbro.
Hva er en elektrolytisk celle?
Dette er en celle som bruker en elektrisk strøm for å bryte kjemiske forbindelser, eller med andre ord å gjøre en elektrolyse. Så elektrolytiske celler trenger en ekstern kilde til elektrisk energi for drift. For eksempel, hvis vi tar kobber og sølv til de to elektrodene i cellen, er sølv koblet til den positive terminalen til en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er koblet til den negative terminalen. Siden den negative terminalen er elektrisk rik, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber er redusert. Ved sølvelektroden finner en oksidasjonsreaksjon sted, og de frigjorte elektronene blir gitt til den elektronmangelige positive terminal på batteriet. Følgende er den samlede reaksjonen som finner sted i en elektrolytisk celle som har kobber- og sølvelektroder.
2Ag (s) + Cu2+(aq) ⇌ 2 Ag+(aq) + Cu (s)
Hva er en galvanisk celle?
Galvaniske eller voltaiske celler lagrer elektrisk energi. Batterier er laget av serie galvaniske celler for å produsere en høyere spenning. Reaksjonene ved de to elektrodene i galvaniske celler har en tendens til å fortsette spontant. Når reaksjonene finner sted, er det en strøm av elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder. For eksempel, hvis de to elektrodene er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv i forhold til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gjennomgår oksidasjonsreaksjon og frigjør elektroner. Disse elektronene går til sølvkatoden via den eksterne kretsen. Derfor gjennomgår sølvkatode reduksjonsreaksjon. En potensiell forskjell genereres mellom de to elektrodene som tillater elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaksjonen av Galvanic-cellen ovenfor.
2 Ag+(aq) + Cu (s) ⇌ 2Ag (s) + Cu2+(En q)
|
Hva er forskjellen mellom elektrolytisk celle og galvanisk celle? • Elektrolytiske celler trenger en ekstern elektrisk energikilde for drift, men galvaniske celler opererer spontant og gir ut en elektrisk strøm. • I en elektrolytisk celle er strømretningen motsatt det i de galvaniske cellene. • Reaksjonene i elektrodene reverseres i begge celletyper. Det er i en elektrolytisk celle sølvelektroden er anoden, og kobberelektroden er katoden. Imidlertid er i kobberelektroden i galvaniske celler anoden, og sølvelektroden er katoden. • I en elektrokjemisk celle er katoden positiv, og anoden er negativ. I en elektrolytisk celle er katoden negativ, og anoden er positiv. • For drift av elektrolytceller krever en høyere spenning enn de galvaniske cellene.
|
