- Galvaniskās šūnas daļas
- Darbojas
- Oksidācijas un reducēšanas reakcijas
- Sāls tilts
- Oksidācijas un reducēšanas iespējas
- Galvaniskās šūnas simbolisks attēlojums
- Lietojumprogrammas
- Galvaniskā šūna ikdienas dzīvē
- Pašmāju galvaniskās šūnas uzbūve
- materiāli
- Process
- Atsauces
Galvanic šūna vai galvanisks šūna ir no elektroķīmiskās šūnas veids, kas sastāv no diviem atšķirīgiem metāliem iegremdēti divās pusi šūnām, kurā savienojums šķīdumā aktivizē spontānu reakciju.
Pēc tam viens no pusšūniem esošajiem metāliem tiek oksidēts, savukārt otrajā pusē esošais metāls tiek samazināts, radot elektronu apmaiņu caur ārēju ķēdi. Tas ļauj izmantot elektriskās strāvas priekšrocības.
1. attēls. Galvaniskās šūnas shēma un daļas. Avots: corinto.pucp.edu.pe.
Nosaukums "galvaniskā šūna" ir par godu vienam no eksperimentiem ar elektrību pionieriem: itāļu ārstam un fiziologam Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani 1780. gadā atklāja, ka, ja vienā galā ir savienoti atšķirīgu metālu kabeļi un brīvie gali nonāk saskarē ar (mirušas) vardes galu, tad notika saraušanās.
Tomēr pirmais, kas 1800. gadā uzcēla elektroķīmisko elementu, lai ražotu elektrību, bija arī itālis Alessandro Volta (1745-1827), un līdz ar to tas bija arī alternatīvais nosaukums.
Galvaniskās šūnas daļas
Galvaniskās šūnas daļas ir parādītas 1. attēlā, un tās ir šādas:
1.- anoda pusšūna
2.- anoda elektrods
3.- Anoda šķīdums
4.- katoda pusšūna
5.- katoda elektrods
6.- Katodiskais risinājums
7.- Sāls tilts
8.- Metāla vadītājs
9.- voltmetrs
Darbojas
Lai izskaidrotu galvaniskās šūnas darbību, mēs izmantosim zemāko:
2. attēls. Galvaniskās šūnas didaktiskais modelis. Avots: slideserve.com
Galvaniskās šūnas pamatideja ir tāda, ka metāls, kas iziet oksidācijas reakcijā, tiek fiziski atdalīts no reducētā metāla, tādā veidā, ka elektronu apmaiņa notiek caur ārēju vadītāju, kas ļauj izmantot elektriskās strāvas plūsmu, piemēram, lai ieslēgtu spuldzi vai led.
2. attēlā kreisajā pusšūnā ir metāla vara (Cu) lente, kas iegremdēta vara sulfāta šķīdumā (CuS0 4 ), bet labajā pusšūnā ir cinka (Zn) lente, kas iegremdēta cinka sulfāta (ZnSO 4 ) šķīdums .
Jāatzīmē, ka katrā šūnā katra metāls atrodas divos oksidācijas stāvokļos: neitrālie metāla atomi un tā paša metāla sāls metāla joni šķīdumā.
Ja metāla lentes nav savienotas ar ārēju vadošu vadu, tad abus metālus attiecīgi oksidē savās attiecīgajās kamerās.
Tomēr, tā kā tie ir elektriski savienoti, notiek Zn oksidēšana, bet Cu reducēšanās reakcija notiks. Tas notiek tāpēc, ka cinka oksidācijas pakāpe ir augstāka nekā vara.
Oksidētais metāls metālam piešķir elektronus, kas tiek samazināti caur ārējo vadītāju, un šo strāvas plūsmu var izmantot.
Oksidācijas un reducēšanas reakcijas
Reakcija, kas notiek labajā pusē starp cinka metāla elektrodu un cinka sulfāta ūdens šķīdumu, ir šāda:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Cinka atoms (ciets) uz anoda elektrodu virsmas labajā pusē šūnā, stimulēts ar pozitīvajiem cinka joniem jonos šķīdumā, atdala divus elektronus un ir atdalīts no elektrodu, nonākot ūdens šķīdumā kā divkāršs pozitīvs jons cinks.
Mēs saprotam, ka rezultāts bija tāds, ka neitrāls cinka atoms no metāla, zaudējot divus elektronus, kļuva par cinka jonu, kas pievieno ūdens šķīdumam, tā ka cinka stienis zaudēja vienu atomu un šķīdums ieguva pozitīvu divkāršu jonu.
Atbrīvotie elektroni labprātāk pārvietojas pa ārējo vadu pret otras pozitīvi lādētās pusšūnas metālu (katods +). Cinka stienis zaudē masu, jo tā atomi pakāpeniski nonāk ūdens šķīdumā.
Cinka oksidāciju var rezumēt šādi:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
Reakcija, kas notiek kreisajā pusē, ir līdzīga, bet varš ūdens šķīdumā uztver divus elektronus (no otras puses šūnas) un tiek nogulsnēts uz vara elektrodu. Kad atoms uzņem elektronus, tiek uzskatīts, ka tas samazinās.
Vara reducēšanas reakcija ir uzrakstīta šādi:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
Vara stienis iegūst masu, jo šķīduma joni pāriet uz stieni.
Oksidācija notiek pie anoda (negatīvs), kas atgrūž elektronus, savukārt samazināšana notiek pie katoda (pozitīvs), kas piesaista elektronus. Elektronu apmaiņa notiek caur ārējo vadītāju.
Sāls tilts
Sāls tilts līdzsvaro lādiņus, kas uzkrājas divās pusšūnās. Pozitīvie joni uzkrājas anodiskajā pusšūnā, bet katodiskajā šūnā paliek negatīvo sulfātu jonu pārpalikums.
Sāls tiltam izmanto sāls (piemēram, nātrija hlorīda vai kālija hlorīda) šķīdumu, kas neiejaucas reakcijā un atrodas apgrieztā U formas mēģenē, kuras galus aizbāž ar poraina materiāla sienu.
Sāls tilta vienīgais mērķis ir jonu filtrēšana katrā šūnā, līdzsvarojot vai neitralizējot lieko lādiņu. Tādā veidā caur sāls tiltu tiek radīta strāvas plūsma, caur sāls joniem, kas aizver elektrisko ķēdi.
Oksidācijas un reducēšanas iespējas
Ar standarta oksidācijas un reducēšanas potenciālu saprot tos, kas rodas pie anoda un katoda 25 ° C temperatūrā un ar 1 M koncentrācijas (viena molārā) šķīdumiem.
Cinka standarta oksidācijas potenciāls ir E ox = +0,76 V. Kaut arī standarta redukcijas potenciāls varam ir E red = +0,34 V. Šīs galvaniskās šūnas radītais elektromotora spēks (emf) ir : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
Galvaniskās šūnas globālo reakciju var uzrakstīt šādi:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Ņemot vērā sulfātu, neto reakcija ir:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Sulfāts ir klātesošs, bet metāli apmainās ar elektroniem.
Galvaniskās šūnas simbolisks attēlojums
Galvaniskā šūna 2. attēlā ir simboliski attēlota šādi:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Pēc vienošanās metāls, kas oksidē un veido anodu (-), vienmēr tiek novietots kreisajā pusē, un tā jonu ūdens stāvoklī atdala ar stieni (-). Anodisko pusšūnu no katoda atdala ar diviem stieņiem (-), kas apzīmē sāls tiltu. Labajā pusē ir novietota samazināta metāla pusšūna un veido katodu (+).
Galvaniskās šūnas simboliskajā attēlojumā galēji kreisais vienmēr ir oksidētais metāls, un reducētais metāls tiek novietots galēji labajā pusē (cietā stāvoklī). Jāatzīmē, ka 2. attēlā pusšūnas ir apgrieztā stāvoklī attiecībā pret parasto simbolisko attēlojumu.
Lietojumprogrammas
Zinot dažādu metālu standarta oksidācijas potenciālus, ir iespējams noteikt elektromotora spēku, ko radīs ar šiem metāliem uzbūvētā galvaniskā šūna.
Šajā sadaļā, kas tika izteikts iepriekšējās sadaļās, tiks izmantots, lai aprēķinātu šūnas, kas uzbūvēta ar citiem metāliem, tīro elektromotora spēku.
Kā pielietojuma piemēru mēs uzskatām dzelzs (Fe) un vara (Cu) galvanisko elementu. Kā dati ir sniegtas šādas reducēšanas reakcijas un to parastais reducēšanas potenciāls, tas ir, pie 25ºC un 1M koncentrācijas:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). E1 tīkls = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 sarkans = +0,34 V
Tiek lūgts atrast neto elektromotora spēku, ko rada šāda galvaniskā šūna:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
Šajā šūnā dzelzs oksidējas un ir galvaniskās šūnas anods, bet varš reducējas un ir katods. Dzelzs oksidācijas potenciāls ir vienāds ar, bet ir pretējs tā reducēšanas potenciālam, tas ir, E1 oksīds = +0,44.
Lai iegūtu elektromotora spēku, ko rada šī galvaniskā šūna, mēs pievienojam dzelzs oksidācijas potenciālu ar vara reducēšanas potenciālu:
emf = E1 oxd + E2 sarkans = -E1 sarkans + E2 sarkans = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
Galvaniskā šūna ikdienas dzīvē
Ikdienas lietošanai paredzētās galvaniskās šūnas pēc formas ir ļoti atšķirīgas no didaktiskā modeļa, taču to darbības princips ir tāds pats.
Visbiežāk izmantotais elements ir 1,5 V sārma akumulators dažādās prezentācijās. Pirmais vārds nāk tāpēc, ka tas ir šūnu kopums, kas savienots virknē, lai palielinātu emf.
Arī litija uzlādējamās baterijas ir balstītas uz tādu pašu darbības principu kā galvaniskās baterijas, un tās tiek izmantotas viedtālruņos, pulksteņos un citās ierīcēs.
Tādā pašā veidā svina akumulatori automašīnām, motocikliem un laivām ir 12 V, un to pamatā ir tas pats galvaniskās šūnas darbības princips.
Galvaniskās šūnas tiek izmantotas estētikā un muskuļu atjaunošanā. Ir sejas procedūras, kas sastāv no strāvas pievadīšanas caur diviem elektrodiem veltņa vai lodes formā, kas attīra un tonizē ādu.
Pašreizējie impulsi tiek izmantoti arī, lai atjaunotu muskuļus cilvēkiem, kuri atrodas prostitācijas stāvoklī.
Pašmāju galvaniskās šūnas uzbūve
Pašmāju galvaniskās šūnas izveidošanai ir daudz veidu. Viens no vienkāršākajiem veidiem ir etiķa kā šķīduma izmantošana, tērauda naglas un vara stieples.
materiāli
Vienreizlietojamas plastmasas glāzes
-Baltais etiķis
-Divas tērauda skrūves
-Divs plikas vara stieples gabalu (bez izolācijas vai lakas)
-Voltmetrs
Process
-Piepildiet ¾ glāzes daļas ar etiķi.
-Pievienojiet abas tērauda skrūves ar vairākiem stieples pagriezieniem, atstājot stieples gabalu.
Vara stieples nesaspiestais gals ir saliekts apgrieztā U formā tā, lai tas balstītos uz stikla malu un skrūves būtu iegremdētas etiķī.
3. attēls. Pašdarināts galvaniskais elements un multimetrs. Avots: youtube.com
Vēl viens vara stieples gabals ir saliekts arī apgrieztā U un ir pakārts uz stikla malas tādā stāvoklī, kas ir diametrāli pretējs iegremdētajām skrūvēm, tā, lai daļa vara atrodas etiķa iekšpusē, bet otra vara stieples daļa - ārpusē. no stikla.
Voltmetra vadu brīvie gali ir savienoti, lai izmērītu elektromotora spēku, ko rada šī vienkāršā šūna. Šāda veida šūnu emf ir 0,5 V. Lai izlīdzinātu sārma akumulatora emf, ir jāveido vēl divas šūnas un jāpievieno trīs secīgi, lai iegūtu 1,5 V akumulatoru.
Atsauces
- Borneo, R. Galvaniskās un elektrolītiskās šūnas. Atgūts no: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Vispārīgā ķīmija. PUCP. Atgūts no: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Ievads elektroķīmijā. Fizikāli ķīmijas nodaļa UNAM. Atgūts no: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Elektroķīmiskā šūna. Atgūts no: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Galvaniskā šūna. Atgūts no: es.wikipedia.com.