Forskjellen mellom galvanisk og elektrolytisk celle

Hovedforskjell - Galvanisk vs elektrolytisk celle

I fysisk kjemi er en celle et system som brukes til å forholde seg til kjemikalier med elektrisitet. Med andre ord kan celler enten brukes til å produsere en elektrisk strøm fra kjemiske forbindelser eller å bruke elektrisk strøm for fullføring av en kjemisk reaksjon. Galvaniske celler og elektrolytiske celler er gode eksempler på slike celler. Galvanisk celle kalles også elektrokjemisk celle. Begge disse cellene innebærer en løsning sammensatt av ioner som er i stand til å lede elektrisitet og elektroder for å måle potensialet til den løsningen. Hovedforskjellen mellom en galvanisk og elektrolytisk celle er det en galvanisk celle omdanner kjemisk energi til elektrisk energi mens en elektrolytisk celle omdanner elektrisk energi til kjemisk energi.

Nøkkelområder dekket

1. Hva er en galvanisk celle
      - Definisjon, forklaring av teknikken
2. Hva er en elektrolytisk celle
      - Definisjon, forklaring av teknikken
3. Hva er forskjellen mellom galvanisk og elektrolytisk celle
     - Sammenligning av nøkkelforskjeller

Nøkkelord: Elektrokjemisk celle, elektrode, elektrolyt, elektrolytisk celle, galvanisk celle

Hva er en galvanisk celle

En galvanisk celle er en elektrokjemisk celle som kan produsere elektrisitet ved hjelp av en kjemisk reaksjon. Denne kjemiske reaksjonen er en redoksreaksjon som inkluderer en oksidasjonsreaksjon og en reduksjonsreaksjon som oppstår samtidig. Men disse oksidasjons- og reduksjonsreaksjonene finner sted i to separate løsninger.

Vanligvis består en celle av to halvceller. Hver halvcelle består av en elektrode nedsenket i en oppløsning som inneholder metallsaltet som tilsvarer den elektroden. De to halvceller er koblet til hverandre via en ledning. De to løsningene er koblet til hverandre med en saltbro.

En galvanisk celle består av to metallelektroder som er nedsenket i to løsninger. Hver metallelektrode nedsenkes i oppløsninger som inneholder oppløste salter av hvert metall. For eksempel, hvis de to metallelektroder er kobber og sink, kan kobberelektroden nedsenkes i en kobbersulfatløsning mens sinkelektroden kan nedsenkes i en sinksulfatløsning. Noen ganger er disse to løsningene helt skilt fra hverandre. Her kobles de to løsningene gjennom en saltbro. Men noen ganger er de to løsningene skilt fra en porøs plate. Da kan ioner bevege seg gjennom disse porene.

Figur 1: En galvanisk celle

De to elektrodene er eksternt koblet til hverandre gjennom et stykke ledning. Denne ledningen kan kobles til en voltmeter for å måle og kontrollere potensialet til cellen. Sinkmetall taper fortapt elektroner. Derfor kan Zn-atomer av sinkelektroden frigjøre elektroner, og blir positivt ladede kationer. Så disse Zn⁺² ioner frigjøres til løsningen som elektroden er nedsenket i. Dette fører til at sink-elektrodens masse blir redusert.

Elektronene som frigjøres fra sinkatomer, blir flyttet til kobberoppløsningen gjennom den eksterne kretsen. Kobberioner i løsningen kan få disse elektronene og bli kobberatomer. Disse kobberatomer blir avsatt på kobberelektroden. Derfor øker kobberelektrodenes masse. På samme måte fører den kjemiske reaksjonen som oppstår i systemet til dannelsen av en elektrisk strøm gjennom den eksterne ledningen. Derfor er galvanisk celle kjent for å konvertere kjemisk energi til elektrisk energi. Her er anoden negativ, og katoden er positiv siden oksidasjonsreaksjonen forekommer i anoden, og reduksjonsreaksjonen skjer i katoden.

Hva er en elektrolytisk celle

En elektrolytisk celle er en celle som bruker en elektrisk strøm for fremdriften av en kjemisk reaksjon. En elektrisk strøm brukes i disse cellene for å oppnå en ikke-spontan reaksjon. Dette er motsatt av Galvanic-cellen. De spontane redoksreaksjonene som forekommer i galvanisk celle kan reverseres ved å påføre spenning i elektrolytiske celler.

Prosessen som utføres av elektrolytcellen er kjent som elektrolyse. Anoden til elektrolytcellen er positivt ladet, og katoden er negativt ladet. Oksidasjonsreaksjonen skjer i katoden mens reduksjonsreaksjonen skjer i anoden.

Figur 2: En elektrolytisk celle

For eksempel, hvis vi bruker Zn-elektrode og Cu-elektrode, kan vi få den omvendte prosessen av ovenstående ved å anvende en passende spenning. Deretter vil Zn bli avsatt på Zn-elektroden, og Cu-elektroden vil redusere dens masse ved oksidasjon. Imidlertid i elektrolytiske celler nedsettes de to elektrodene i samme elektrolytiske oppløsning.

Forskjellen mellom galvanisk og elektrolytisk celle

Definisjon

galvanisk Celle: En galvanisk celle er en elektrokjemisk celle som kan produsere elektrisitet ved hjelp av en kjemisk reaksjon.

Elektrolytisk celle: En elektrolytisk celle er en celle som bruker en elektrisk strøm for fremdriften av en kjemisk reaksjon.

Teknikk

galvanisk Celle: En galvanisk celle omdanner kjemisk energi til elektrisk energi.

Elektrolytisk celle: En elektrolytisk celle omdanner elektrisk energi til kjemisk energi.

Kjemisk reaksjon

galvanisk Celle: I galvaniske celler oppstår en spontan reaksjon.

Elektrolytisk celle: I elektrolytiske celler oppstår en ikke-spontan reaksjon.

Anode og katode

galvanisk Celle: I galvanisk celle er anoden negativt ladet, og katoden er positivt ladet.

Elektrolytisk celle: I elektrolytcelle er anoden positivt ladet, og katoden er negativt ladet.

Konklusjon

Galvaniske celler og elektrolytiske celler er systemer som brukes til å forholde elen med kjemiske forbindelser. Disse cellene kan skjule enten kjemisk energi i elektrisk energi eller elektrisk energi inn i kjemisk energi. Hovedforskjellen mellom galvanisk celle og elektrolytisk celle er at en galvanisk celle omdanner kjemisk energi til elektrisk energi mens en elektrolytisk celle omdanner elektrisk energi til kjemisk energi.

referanser:

1. "Elektrolytiske celler." Kjemi LibreTexts, Libretexts, 21. juli 2016, Tilgjengelig her. Tilgang 20 september 2017.
2. "Elektrolytiske celler." Hyperfysikk, Tilgjengelig her. Tilgang 20 september 2017.
3. GRUPPE, H2T13 CHEMISTRY. "CHEMISTRY." ELECTROLYTIC CELL VS GALVANIC CELL, 1. januar 1970, tilgjengelig her. Tilgang 20 september 2017.

Bilde Courtesy:

1. "Galvanisk celle merket". Den opprinnelige opplasteren var Elo 1219 på engelskbokser - Overført fra en.wikibooks til Commons (CC BY 3.0) via Commons Wikimedia
2. "Kjemiske prinsipper Fig 1.9" Den opprinnelige opplasteren var Elo 1219 på engelskbokser - Overført fra en.wikibooks til Commons. (CC BY 3.0) via Commons Wikimedia