Галвански елемент

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на прегледникот Прејди на пребарувањето
Галвански елемент без проток на катјони

Галвански елемент (именуван во чест на Луиџи Галвани), исто така познат и како волтин елемент (во чест на Алесандро Волта), претставува електрохемиска ќелија која произведува електрична струја од спонтани редокс реакции што се одвиваат внатре во неа. Најчесто се состои од два различни метала поврзани со солен мост, или индивидуални полуќелии одделени со порозна мембрана.

Алесандро Волта е изумителот на Волтиниот електростатички столб, кој бил првата електрична батерија. Во секојдневниот говор, зборот "батерија" ги вклучува и поединечните галвански елементи, иако, по дефиниција, батеријата се состои од повеќе галвански елементи.[1]

Историја[уреди | уреди извор]

Во 1780 година, Луиџи Галвани открил дека кога два различни метала (на пример, бакар и цинк) се поврзани, а потоа и двата истовремено се нанесат на два различни дела од мускул на жабја нога, за да се затвори струјното коло, ногата на жабата контрахира.[2] Тој го нарекол овој феномен "животинска струја".

Една година по објавувањето на трудот на Галвани (1790 година), Алесандро Волта, користејќи детектор базиран на сила и хартија натопена во саламура (како електролит), покажал дека жабата не е потребна во експериментот. (Претходно Волта го поставил законот за електричен капацитет C=Q/V со детектори базирани на сила). Во 1799 година, Волта го пронашол Волтиниот електростатички столб, кој се состои од повеќе галвански елементи поредени еден врз друг. Тој го изградил целосно од не-биолошки материјал за да ја порекне теоријата на Галвани (и подоцна на експериментаторот Леополдо Нобили) за животинска струја, во корист на сопствената теорија за електрична струја преку контакт на метали. Како одговор на Волта, Карло Матеучи изградил батерија составена целосно од биолошки материјал.[3]

Иако Волта не го сфатил принципот на работа на батеријата или галванскиот елемент, сепак неговите откритија допринеле за понатамошниот развој на модерните електрични батерии.

Четириесет години подоцна, Фарадеј покажал дека галванскиот елемент е со хемиска природа. Тој вовел нова терминологија во хемијата, како, на пример, зборовите: електрода, катода, анода, електролит, јон, катјон и анјон. Додека Галвани погрешно мислел дека изворот на електрична струја е во животното, а Волта погрешно мислел дека изворот е во физичките својства на изолираните електроди, Фарадеј правилно го идентификувал изворот на електромоторната сила во хемиските реакции кои се одвиваат на двете допирни површини меѓу електродите и електролитот. Авторитативното дело за интелектуалната историја за галванскиот елемент е на Вилхелм Оствалд.[4]

Вилхелм Кениг, во 1940 година, предложил дека артефактот познат како Багдадска батерија може да претставува антички галвански елемент од древната Партија. Било покажано дека копиите на овој артефакт исполнети со лимонска киселина или сок од грозје создаваат електричен напон. Сепак, не е сигурно дека тоа била неговата намена; други научници истакнале дека артефактот е многу сличен на садовите за кои се знае дека биле користени за складирање на пергаментни свитоци.[5]

Опис[уреди | уреди извор]

Шематски приказ на Zn-Cu галвански елемент

Во својот наједноставен облик, полуќелијата се состои од цврст метал (наречен електрода) кој е потопен во раствор; растворот содржи катјони (+) на електродниот метал и анјони (-), кои го неутрализираат полнежот на катјоните. Целосната ќелија се состои од две полуќелии, кои се одделени со семипермеабилна мембрана или со солен мост.

Конкретен пример е Даниеловиот елемент, именуван по англискиот хемичар и физичар Џон Фредерик Даниел (1790 - 1845), каде што како преграда се користи солен мост (види слика). Цинковата (Zn) полуќелија содржи раствор на ZnSO4 (цинк сулфат), а бакарната (Cu) полуќелија содржи раствор на CuSO4 (бакар сулфат).

Нека надворешен електричен спроводник ги поврзе Cu и Zn електродите. Во цинковата полуќелија, Zn атомите од цинковата електрода се раствораат во растворот како Zn2+ јони (оксидација), ослободувајќи електрони, кои влегуваат во надворешниот спроводник. Покрај тоа, Zn2+ јоните ја напуштаат цинковата полуќелија преку солениот мост, додека сулфатните јони (SO42-) влегуваат во неа.

Во бакарната полуќелија, Cu2+ јоните од растворот се наталожуваат на бакарната електрода превземајќи ги електроните од надворешниот спроводник (редукција). Бидејќи Cu2+ јоните (катјони) се наталожуваат на бакарната електрода, таа се нарекува катода. Следствено на тоа, цинковата електрода се нарекува анода. Електрохемиската реакција е:

Zn + Cu2+ → Zn2++ Cu

Протокот на електроните низ надворешниот спроводник е појавата која наоѓа основна примена кај галванските елементи.

Детален опис[уреди | уреди извор]

Во суштина, полуќелијата содржи метал во две оксидациони состојби; внатре во изолирана полуќелија, се одвива редокс реакција која е во хемиска рамнотежа, состојба која симболично се прикажува на следниот начин ("M" претставува метален катјон, атом кој има загубено "n" електрони):

Mn+ (оксидирана форма) + ne ⇌ M (редуцирана форма)

Галванскиот елемент се состои од две полуќелии, така што електродата на едната полуќелија е составена од метал А, а електродата на другата полуќелија е составена од метал B; редокс реакциите за двете одделни полуќелии се:

An+ + ne ⇌ А
Bm+ + me ⇌ B

Во принцип, овие два метала може да реагираат меѓусебе:

m A + n Bm+n B + m An+

Со други зборови, металните атоми од едната полуќелија се способни да ги редуцираат металните катјони од другата полуќелија; или кажано на друг начин, металните катјони на едната полуќелија се способни да ги оксидираат металните атоми на другата полуќелија. Кога металот B има поголема eлектронегативност од металот А, тогаш металот B има тенденција да одземе електрони од металот А (т.е., металот B има тенденција да го оксидира металот А), на тој начин реакцијата се одвива во една насока:

m + n Bm+ n B + m An+

Ваквата реакција помеѓу металите може да се контролира на начин што овозможува создавање на корисна работа:

  • Електродите се поврзуваат со метална жица која ги спроведува електроните ослободени во текот на реакцијата.
Во едната полуќелија, растворените катјони на металот B ги прифаќаат слободните електрони кои се достапни на допирната површина меѓу растворот и електродата од металот B; на тој начин катјоните се неутрализираат, што предизвикува нивна преципитација (таложење) од растворот на електродата од металот B. Оваа реакција на редукција предизвикува проток на слободните електрони од електродата од металот А, преку жицата, сѐ до електродата од металот B. Следствено, електроните се отстрануваат од атомите на електродата од металот А, со што тие стануваат катјони и се раствораат во растворот. Како што реакцијата продолжува, полуќелија со електродата од металот А развива позитивно наелектризиран раствор (бидејќи катјоните од металот А се раствораат во него), додека другата полуќелија развива негативно наелектризиран раствор (бидејќи катјоните од металот B преципитираат на електродата, а во растворот остануваат само анјоните); ваквата нерамнотежа на електрични полнежи може да ја сопре реакцијата.
  • Растворите се поврзани со солени мостови или порозни мембрани, кои им овозможувааат на металните јони да мигрираат од едниот раствор во другиот. Ова овозможува урамнотежување на електричните полнежи во растворите, што овозможува продолжување на реакцијата.

По дефиниција:

  • Анодата е електрода каде што се случува оксидација (оддавање на електрони); кај галванските елементи, таа е негативната електрода, бидејќи кога се одвива оксидацијата, електроните се предаваат на електродата. Електроните потоа мигрираат кон катодата (позитивна електрода). Меѓутоа, кај електролизата, електричната струја го стимулира протокот на електрони во спротивна насока. Во овој случај, анодата е позитивна т.е. таа привлекува анјони. Електродата од металот А претставува анода.
  • Катодата е електрода каде што се одвива редукција (примање на електрони); кај галванските елементи, таа е позитивната електрода.[6] На неа се одвива редукција на катјоните од растворот со електроните кои доаѓаат од анодата. Меѓутоа, кај електролизата, катодата е негативна електрода и привлекува катјони од растворот. Електродата од металот B претставува катода.

Галванските елементи обично се користат како извор на електрична енергија. По својата природа, тие произведуваат еднонасочна струја. Вестоновата ќелија има анода составена од амалгам од кадмиум и жива, и катода составена од чиста жива. Електролитот е заситен раствор на кадмиум сулфат. Деполаризаторот е паста на жива сулфат. Кога растворот на електролит е заситен, напонот на ќелијата е репродуцибилен; па затоа, во 1911 година, беше усвоен како меѓународен стандард за напон.

Батеријата е група на галвански елементи кои се поврзани заедно за да формираат единствен извор на напон. На пример, типичната 12-волтажна оловна батерија има шест галвански елементи поврзани сериски со анодите составени од олово и катодите составени од олово диоксид.

Напон на галванскиот елемент[уреди | уреди извор]

Стандардниот електричен потенцијал на ќелијата може да се определи со употреба на табела со стандардни потенцијали за двете полуќелии. Првиот чекор е да се идентификуваат двата метала кои реагираат во ќелијата. Потоа се бара вредноста за стандардниот електроден потенцијал, E0, во волти, за секоја од двете полуреакции. Стандардниот потенцијал за ќелијата е еднаков на попозитивната E0 вредност минус понегативната E0 вредност.

На пример, на сликата погоре, растворите се на CuSO4 и ZnSO4. Во секој раствор има соодветна метална плоча и солен мост или порозен диск, кој ги поврзува двата раствора и овозможува слободен проток на SO42- јоните меѓу нив. За да се пресмета стандардниот потенцијал, се гледаат полуреакциите на бакар и цинк:

Cu2+ + 2 e− ⇌ Cu: E0 = +0.34 V
Zn2+ + 2 e− ⇌ Zn: E0 = -0.76 V

Целокупната реакција е:

Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+

Стандардниот потенцијал за реакцијата тогаш е: +0.34 V − (−0.76 V) = 1.10 V. Поларитетот на ќелијата се утврдува на следниот начин: цинкот е појак редукционен агенс од бакарот, според тоа стандардниот (редукционен) потенцијал на цинкот е повеќе негативен од оној на бакарот. Затоа цинкот губи електрони кога реагира со бакарни јони и добива позитивен електричен полнеж. Константата на рамнотежа К, за ќелијата е изразена со формулата:

каде F е Фарадеевата константа, R е универзална гасна константа и T е температурата изразена во келвини. За Даниеловиот елемент К е приближно еднаква на 1,5×1037. На тој начин, во состојба на рамнотежа, малку електрони протекуваат, но доволно за да предизвикаат наелектризирање на електродите.

Вистинските потенцијали на полуќелиите се пресметуваат со користење на Нернстовата равенка, бидејќи растворените супстанци најчесто не се наоѓаат во нивните стандардни состојби,

каде Q е односот меѓу активитетите на оксидансот и редукторот во растворот. Со упростување се добива:

каде {Mn+} е активитетот на металниот јон во растворот. Металната електрода е во својата стандардна состојба, така што по дефиниција има активитет еднаков на единица. Во пракса, наместо активитет се употребува концентрација. Потенцијалот на целата ќелија се добива со комбинирање на потенцијалите на двете полуќелии, па затоа зависи од концентрациите на двата растворени метални јони.

Вредноста на 2.303R/F е 0.19845×10-3 V/K, па на 25 °C (298.15 К) потенцијалот на полуќелијата ќе се промени за вредност од 0.05918 V/n доколку концентрацијата на металниот јон се зголеми или намали за фактор 10.

Овие пресметки се базираат на претпоставката дека сите хемиски реакции се во рамнотежа. Кога струјата тече во колото, не можат да се постигнат условите за рамнотежа, па потенцијалот на ќелијата обично ќе се намали преку различни механизми, како што е развојот на прекумерни потенцијали. Исто така, бидејќи хемиските реакции се случуваат кога ќелијата произведува енергија, концентрациите на електролитите се менуваат и напонот на ќелијата се намалува. Последица на температурната зависност на стандардните потенцијали е што напонот произведен од галванска ќелија е, исто така, зависен од температурата.

Галванска корозија[уреди | уреди извор]

Галванската корозија е процес кој електрохемиски ги разградува металите. Оваа корозија (рѓосување) се јавува кога два различни метала се наоѓаат во контакт еден со друг во присуство на електролит, како што е солена вода, формирајќи галвански елемент. Галвански елемент може да се формира и доколку истиот метал е изложен на две различни концентрации на електролит. Резултирачкиот електрохемиски потенцијал потоа развива електрична струја која електролитички го раствора покорозивниот метал.

Типови[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. "battery" (def. 4b), Merriam-Webster Online Dictionary (2008). Retrieved 6 August 2008.
  2. Keithley, Joseph F (1999). Daniell Cell. John Wiley and Sons. стр. 49–51. ISBN 0-7803-1193-0. 
  3. Clarke, Edwin; Jacyna, L. S. (1992-06-08) (на en). Nineteenth-Century Origins of Neuroscientific Concepts. University of California Press. ISBN 9780520078796. https://books.google.mk/books?id=38Sjkp-JlPcC&pg=PA198&redir_esc=y#v=onepage&q&f=false. 
  4. Ostwald, Wilhelm (1980) (на English). Electrochemistry: History and theory = Elektrochemie : ihre Geschichte und Lehre. Published for the Smithsonian Institution and the National Science Foundation, Washington, D.C., by Amerind Pub. Co. https://www.amazon.com/Electrochemistry-History-theory-Elektrochemie-Geschichte/dp/B0006ENDDG. 
  5. Haughton, Brian (2007-01-15) (на English). Hidden History: Lost Civilizations, Secret Knowledge, and Ancient Mysteries (1 edition издание). Franklin Lakes, NJ: New Page Books. ISBN 9781564148971. https://www.amazon.com/Hidden-History-Civilizations-Knowledge-Mysteries/dp/1564148971. 
  6. „an introduction to redox equilibria and electrode potentials“. www.chemguide.co.uk. http://www.chemguide.co.uk/physical/redoxeqia/introduction.html#top. посет. 19 јули 2018 г. 

Надворешни врски[уреди | уреди извор]