Galvanisk cell
En kemisk cell omvandlar kemisk energi till elektrisk energi. De flesta batterier är kemiska celler. En kemisk reaktion äger rum i batteriet och får elektrisk ström att flöda.
Det finns två huvudtyper av batterier - de som är uppladdningsbara och de som inte är det.
Ett batteri som inte är uppladdningsbart ger elektricitet tills kemikalierna i det är förbrukade. Då är det inte längre användbart. Det kan med rätta kallas "använd och släng".
Ett uppladdningsbart batteri kan laddas upp genom att elektrisk ström leds bakåt genom batteriet, som sedan kan användas igen för att producera mer elektricitet. Det var Gaston Plante, en fransk vetenskapsman, som uppfann dessa uppladdningsbara batterier 1859.
Batterier finns i många olika former och storlekar, från mycket små batterier som används i leksaker och kameror till batterier som används i bilar och till och med större batterier. Ubåtar kräver mycket stora batterier.
Typer av kemiska celler
- Enkel cell
- Torra celler
- Våt cell
- Bränslecell
- Solcell
- Elektrisk cell
Elektrokemiska celler
En extremt viktig klass av oxidations- och reduktionsreaktioner används för att ge användbar elektrisk energi i batterier. En enkel elektrokemisk cell kan tillverkas av koppar- och zinkmetaller med lösningar av deras sulfater. Under reaktionen kan elektroner överföras från zink till koppar genom en elektriskt ledande väg som en användbar elektrisk ström.
En elektrokemisk cell kan skapas genom att placera metallelektroder i en elektrolyt där en kemisk reaktion antingen använder eller genererar en elektrisk ström. Elektrokemiska celler som genererar en elektrisk ström kallas voltaiska celler eller galvaniska celler, och vanliga batterier består av en eller flera sådana celler. I andra elektrokemiska celler används en extern elektrisk ström för att driva en kemisk reaktion som inte skulle uppstå spontant. Sådana celler kallas elektrolytiska celler.
Voltaiska celler
En elektrokemisk cell som orsakar ett externt elektriskt strömflöde kan skapas med hjälp av två olika metaller eftersom metaller skiljer sig åt i sin tendens att förlora elektroner. Zink förlorar lättare elektroner än koppar, så genom att placera zink- och kopparmetaller i lösningar av deras salter kan man få elektroner att flöda genom en extern tråd som leder från zink till koppar. När en zinkatom tillhandahåller elektronerna blir den en positiv jon och går in i en vattenlösning, vilket minskar zinkelektrodens massa. På kopparsidan gör de två mottagna elektronerna det möjligt för den att omvandla en kopparjon från lösningen till en oladdad kopparatom som lägger sig på kopparelektroden, vilket ökar dess massa. De två reaktionerna skrivs vanligen på följande sätt
Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2e -
Cu2+(aq) + 2e- --> Cu(s)
Bokstäverna inom parentes påminner oss bara om att zink övergår från ett fast ämne (s) till en vattenlösning (aq) och vice versa för koppar. Det är typiskt inom elektrokemin att man kallar dessa två processer för "halvreaktioner" som sker vid de två elektroderna.
| Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e - |
|
| Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) |
För att voltacellen ska fortsätta att producera en extern elektrisk ström måste sulfatjonerna i lösningen förflytta sig från höger till vänster för att balansera elektronflödet i den externa kretsen. Metalljonerna själva måste hindras från att röra sig mellan elektroderna, så någon form av poröst membran eller annan mekanism måste ge de negativa jonerna i elektrolyten möjlighet att röra sig selektivt från höger till vänster i elektrolyten.
Det krävs energi för att tvinga elektronerna att flytta sig från zink- till kopparelektroden, och den mängd energi per laddningsenhet som finns tillgänglig i voltacellen kallas cellens elektromotoriska kraft (emf). Energi per laddningsenhet uttrycks i volt (1 volt = 1 joule/coulomb).
För att få energi från cellen måste man alltså få ut mer energi från oxidationen av zink än vad som krävs för att reducera kopparen. Cellen kan ge en begränsad mängd energi från denna process, eftersom processen begränsas av den mängd material som finns tillgängligt antingen i elektrolyten eller i metallelektroderna. Om det till exempel fanns en mol av sulfatjonerna SO42- på kopparsidan, är processen begränsad till att överföra två mol elektroner genom den externa kretsen. Mängden elektrisk laddning som ingår i ett mol elektroner kallas Faradaykonstanten och är lika med Avogadros tal gånger elektronens laddning:
Faradaykonstanten = F = ANe = 6,022 x 1023 x 1,602 x 10-19 = 96 485 Coulombs/mol
Energiutbytet från en voltaiccell ges av cellspänningen gånger antalet mol överförda elektroner gånger Faradaykonstanten.
Elektrisk energi = nFE
Cellemf Ecell kan förutsägas från standardelektrodepotentialen för de två metallerna. För zink/koppercellen under standardförhållanden är den beräknade cellpotentialen 1,1 volt.
Enkel cell
En enkel cell har vanligtvis plattor av koppar (Cu) och zink (Zn) i utspädd svavelsyra. Zinken löses upp och vätebubblor uppstår på kopparplattan. Dessa vätebubblor hindrar strömmen från att passera, så en enkel cell kan bara användas under en kort tid. För att ge en jämn ström behövs en depolarisator (ett oxidationsmedel) för att oxidera vätgasen. I Daniel-cellen är depolarisatorn kopparsulfat, som byter ut vätet mot koppar. I Leclanche-batteriet är depolariseringsmedlet mangandioxid, som oxiderar vätet till vatten.
Enkel cell
Daniel cell
Den engelske kemisten John Frederick Daniell utvecklade 1836 en voltaisk cell som använde zink och koppar och lösningar av deras joner.
Nyckel
- Zinkstång = negativ terminal
- 2HSO4 = utspädd svavelsyraelektrolyt.
- Porös kruka separerar de två vätskorna
- CuSO4 = kopparsulfatdepolariserande medel.
- Koppargryta = positiv terminal
Diagram över en Daniel-cell
Frågor och svar
F: Vad är en kemisk cell och vad är dess syfte?
S: En kemisk cell är en anordning som omvandlar kemisk energi till elektrisk energi. Dess syfte är att producera elektrisk ström med hjälp av en kemisk reaktion.
F: Vad är de flesta batterier?
S: De flesta batterier är kemiska celler.
F: Vad händer inuti ett batteri som gör att elektrisk ström flyter?
S: En kemisk reaktion äger rum i batteriet som får elektrisk ström att flöda.
F: Hur många typer av batterier finns det och vilka är de?
S: Det finns två huvudtyper av batterier - de som är uppladdningsbara och de som inte är det.
F: Vad händer när ett icke uppladdningsbart batteri är förbrukat?
S: Ett icke uppladdningsbart batteri ger elektricitet tills kemikalierna i det är förbrukade. Då är det inte längre användbart och kan slängas.
F: Vem uppfann uppladdningsbara batterier och när?
S: Uppladdningsbara batterier uppfanns av Gaston Plante, en fransk vetenskapsman, år 1859.
F: Kan batterier vara av olika storlek och vad är ett exempel på en apparat som kräver ett stort batteri?
S: Ja, batterier kan ha många olika former och storlekar. Ett exempel på en apparat som kräver ett stort batteri är en ubåt.
