Galvánelem
A kémiai cella a kémiai energiát elektromos energiává alakítja. A legtöbb akkumulátor kémiai cella. Az akkumulátorban kémiai reakció megy végbe, amely elektromos áramot indít el.
Az akkumulátoroknak két fő típusa van: az újratölthető és a nem újratölthető akkumulátorok.
A nem újratölthető akkumulátor addig ad áramot, amíg a benne lévő vegyi anyagok el nem fogynak. Ezután már nem használható. Joggal nevezhető "használd és dobd el".
Az újratölthető akkumulátort úgy lehet újratölteni, hogy az elektromos áramot visszafelé vezetjük át az akkumulátoron; ezután újra fel lehet használni, hogy több villamos energiát termeljen. Gaston Plante francia tudós volt az, aki 1859-ben feltalálta ezeket az újratölthető akkumulátorokat.
Az akkumulátoroknak sokféle formája és mérete van, a játékokban és fényképezőgépekben használt nagyon kicsiktől kezdve az autókban használtakig, vagy akár a nagyobbakig. A tengeralattjárókhoz nagyon nagy méretű akkumulátorok szükségesek.
A kémiai cellák típusai
- Egyszerű cella
- Szárazelem
- Nedves cella
- Üzemanyagcella
- Napelem
- Elektromos cella
Elektrokémiai cellák
Az oxidációs és redukciós reakciók egy rendkívül fontos csoportját használják az akkumulátorokban hasznos elektromos energia előállítására. Egyszerű elektrokémiai cellát készíthetünk réz- és cinkfémekből és szulfátjaik oldataiból. A reakció során a cinkről a rézre egy elektromosan vezető úton keresztül hasznos elektromos áram formájában elektronokat lehet átvinni.
Egy elektrokémiai cellát úgy lehet létrehozni, hogy fémelektródákat helyezünk egy elektrolitba, ahol egy kémiai reakció elektromos áramot használ vagy hoz létre. Az elektromos áramot termelő elektrokémiai cellákat voltaikus celláknak vagy galváncelláknak nevezik, és a közönséges akkumulátorok egy vagy több ilyen cellából állnak. Más elektrokémiai cellákban külsőleg szolgáltatott elektromos áramot használnak olyan kémiai reakció elindítására, amely spontán módon nem jönne létre. Az ilyen cellákat elektrolitikus celláknak nevezzük.
Voltaikus cellák
Külső elektromos áramáramlást okozó elektrokémiai cellát két különböző fém felhasználásával lehet létrehozni, mivel a fémek elektronvesztési hajlamukban különböznek egymástól. A cink könnyebben veszít elektronokat, mint a réz, ezért a cink és a réz fémek sóik oldatába helyezve elektronok áramlását idézhetjük elő egy külső vezetéken keresztül, amely a cinkről a rézre vezet. Mivel egy cinkatom szolgáltatja az elektronokat, pozitív ionná válik, és vizes oldatba kerül, csökkentve a cinkelektród tömegét. A rézoldalon a kapott két elektron lehetővé teszi, hogy az oldatból származó réziont töltés nélküli rézatommá alakítsa át, amely lerakódik a rézelektródon, növelve annak tömegét. A két reakciót jellemzően a következőképpen írjuk le
Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2e
Cu2+(aq) + 2e ---> Cu(s)
A zárójelben lévő betűk csak emlékeztetnek arra, hogy a cink szilárd anyagból (s) vízoldatba (aq) megy át, és fordítva a réz esetében. Az elektrokémia nyelvén jellemző, hogy ezt a két folyamatot "félreakcióként" emlegetik, amelyek a két elektródon játszódnak le.
| Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e |
|
| Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) |
Ahhoz, hogy a voltacella továbbra is külső elektromos áramot termeljen, az oldatban lévő szulfátionoknak jobbról balra kell mozogniuk, hogy a külső áramkörben az elektronáramlás egyensúlyban legyen. Magukat a fémionokat meg kell akadályozni abban, hogy az elektródák között mozogjanak, ezért valamilyen porózus membránnak vagy más mechanizmusnak kell gondoskodnia az elektrolitban lévő negatív ionok szelektív mozgásáról jobbról balra.
Az elektronoknak a cinkelektródáról a rézelektródára történő átmozgatásához energiára van szükség, és a voltaelemben rendelkezésre álló töltésegységre jutó energiamennyiséget a cella elektromotoros erejének (emf) nevezzük. Az egységnyi töltésre jutó energiát volttal fejezzük ki (1 volt = 1 joule/koulomb).
Nyilvánvaló, hogy ahhoz, hogy a sejt energiát nyerjen, több energiát kell felszabadítani a cink oxidációjából, mint amennyi a réz redukciójához szükséges. A cella ebből a folyamatból véges mennyiségű energiát tud kinyerni, a folyamatot az elektrolitban vagy a fémelektródákban rendelkezésre álló anyag mennyisége korlátozza. Például, ha a réz oldalon egy mól SO42- szulfátion lenne, akkor a folyamat két mól elektron átvitelére korlátozódik a külső áramkörön keresztül. Az egy mól elektronban lévő elektromos töltés mennyiségét Faraday-állandónak nevezzük, és egyenlő az Avogadro-szám és az elektrontöltés szorzatával:
Faraday-állandó = F = ANe = 6,022 x 1023 x 1,602 x 10 -19= 96,485 Coulomb/mól
Egy voltaelem energiakihozatalát a cellafeszültség és az átvitt elektronok mólszámának szorozva a Faraday-állandóval adja meg.
Elektromos kimenő energia = nFE
Az Ecell cellapotenciált a két fém standard elektródpotenciáljából lehet megjósolni. A cink/réz cella esetében a standard körülmények között a számított cellapotenciál 1,1 volt.
Egyszerű cella
Egy egyszerű cellában általában réz (Cu) és cink (Zn) lemezek vannak híg kénsavban. A cink feloldódik, és a rézlemezen hidrogénbuborékok jelennek meg. Ezek a hidrogénbuborékok akadályozzák az áram átfolyását, ezért az egyszerű cella csak rövid ideig használható. Az egyenletes áram biztosításához depolarizátorra (oxidálószerre) van szükség a hidrogén oxidálásához. A Daniel-cellában a depolarizátor a réz-szulfát, amely a hidrogént rézre cseréli. A Leclanche-akkumulátorban a depolarizátor a mangán-dioxid, amely a hidrogént vízzé oxidálja.
Egyszerű cella
Daniel cella
John Frederick Daniell angol kémikus 1836-ban kifejlesztett egy voltaelemet, amely cinket és rezet, valamint ezek ionjainak oldatait használta.
Kulcs
- Cinkrúd = negatív terminál
- 2HSO4 = híg kénsavas elektrolit
- A porózus edény elválasztja a két folyadékot
- CuSO4 = réz-szulfát depolarizátor
- Rézedény = pozitív terminál
Egy Daniel-cella ábrája
Kérdések és válaszok
K: Mi az a kémiai cella, és mi a célja?
V: A kémiai cella olyan eszköz, amely kémiai energiát alakít át elektromos energiává. Célja, hogy kémiai reakció révén elektromos áramot állítson elő.
K: Melyek a legtöbb akkumulátor?
V: A legtöbb akkumulátor kémiai cella.
K: Mi történik egy akkumulátorban, ami miatt elektromos áram folyik?
V: Az akkumulátor belsejében kémiai reakció megy végbe, amely elektromos áram áramlását okozza.
K: Hányféle akkumulátor létezik, és melyek ezek?
V: Az akkumulátoroknak két fő típusa van - az újratölthető és a nem újratölthető akkumulátorok.
K: Mi történik, ha egy nem újratölthető akkumulátor elhasználódik?
V: A nem újratölthető akkumulátor addig ad áramot, amíg a benne lévő vegyi anyagok el nem fogynak. Ezután már nem hasznos, és kidobható.
K: Ki és mikor találta fel az újratölthető elemeket?
V: Az újratölthető elemeket Gaston Plante francia tudós találta fel 1859-ben.
K: Az akkumulátorok lehetnek különböző méretűek, és mi a példa olyan készülékre, amely nagyméretű akkumulátort igényel?
V: Igen, az akkumulátorok sokféle alakúak és méretűek lehetnek. A nagyméretű akkumulátort igénylő eszközre példa a tengeralattjáró.
