Elektrolytiske vs galvaniske celler
Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler finder oxidationsreduktionsreaktioner sted. I en celle er der to elektroder kaldet en anode og en katode. Oxidationsreaktion finder sted på anoden, og reduktionsreaktionen finder sted på katoden. Elektroder nedsænkes i separate elektrolytopløsninger. Normalt er disse opløsninger ioniske opløsninger relateret til typen af elektrode. For eksempel nedsænkes kobberelektroder i kobbersulfatopløsninger, og sølvelektroder nedsænkes i sølvchloridopløsning. Disse løsninger er forskellige; derfor skal de adskilles. Den mest almindelige måde at adskille dem på er en saltbro.
Hvad er en elektrolytisk celle?
Dette er en celle, der bruger en elektrisk strøm til at bryde kemiske forbindelser eller med andre ord til at foretage en elektrolyse. Så elektrolytiske celler har brug for en ekstern kilde til elektrisk energi til drift. For eksempel, hvis vi tager kobber og sølv som de to elektroder i cellen, er sølv forbundet til den positive terminal på en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er forbundet til den negative terminal. Da den negative terminal er elektronrig, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber reduceres. Ved sølvelektroden finder en oxidationsreaktion sted, og de frigivne elektroner tildeles batteriets elektronmangel-positive terminal. Følgende er den samlede reaktion, der finder sted i en elektrolytisk celle, der har kobber- og sølvelektroder.
2Ag (s) + Cu 2+ (aq) ⇌ 2 Ag + (aq) + Cu (s)
Hvad er en galvanisk celle?
Galvaniske eller voltaiske celler lagrer elektrisk energi. Batterier er lavet af serier af galvaniske celler for at producere en højere spænding. Reaktionerne ved de to elektroder i galvaniske celler har tendens til at gå spontant. Når reaktionerne finder sted, er der en strøm af elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder. For eksempel, hvis de to elektroder er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv i forhold til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gennemgår oxidationsreaktion og frigiver elektroner. Disse elektroner går til sølvkatoden via det eksterne kredsløb. Derfor gennemgår sølvkatode en reduktionsreaktion. Der genereres en potentiel forskel mellem de to elektroder, der tillader elektronstrømningen. Følgende er den spontane cellereaktion af ovennævnte galvaniske celle.
2 Ag + (aq) + Cu (s) ⇌ 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)
Hvad er forskellen mellem elektrolytisk celle og galvanisk celle?
• Elektrolytiske celler har brug for en ekstern elektrisk energikilde til drift, men galvaniske celler fungerer spontant og afgiver en elektrisk strøm.
• I en elektrolytisk celle er strømretningen modsat den i de galvaniske celler.
• Reaktionerne i elektroderne vendes i begge typer celler. Det vil sige i en elektrolytisk celle, sølvelektroden er anoden, og kobberelektroden er katoden. I galvaniske celler er kobberelektroden imidlertid anoden, og sølvelektroden er katoden.
• I en elektrokemisk celle er katoden positiv, og anoden er negativ. I en elektrolytisk celle er katoden negativ, og anoden er positiv.
• Til drift af elektrolytiske celler kræves en højere spænding end de galvaniske celler.
