Tilbake
6.2
Galvaniske celler

6.2 Galvaniske celler

Alle fag for VG3

Oppbygning av galvaniske celler, anode og katode, standard elektrodepotensial og spenningsrekken.

70 min
18 oppgaver
Galvaniske cellerAnode og katodeSaltbroCellenotasjonStandard elektrodepotensial (E°)Spenningsrekken
Du leser den tradisjonelle versjonen
Din fremgang i kapitlet
0 / 18 oppgaver
Kapitlets plass i kurset

Galvaniske celler

En galvanisk celle (også kalt voltaisk celle) omdanner kjemisk energi til elektrisk energi gjennom spontane redoksreaksjoner.

Oppbygning

En galvanisk celle består av:

1. To halvceller (elektroder i elektrolyttløsninger)
2. Saltbro (eller porøs membran) - forbinder halvcellene
3. Ytre krets (ledning) - leder elektroner

Daniell-cellen

Den klassiske Daniell-cellen bruker sink og kopper:

Venstre halvcelle: Zn-elektrode i ZnSO₄-løsning
Høyre halvcelle: Cu-elektrode i CuSO₄-løsning

Anode og katode

- Anode (-): Elektroden der oksidasjon skjer
- Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
- Katode (+): Elektroden der reduksjon skjer
- Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Huskeregel: ANOKS (ANode = OKSidasjon)

Saltbroens funksjon

Saltbroen inneholder en elektrolyttløsning (f.eks. KNO₃ eller KCl).

Oppgaver:

1. Lukker kretsen - lar ioner vandre mellom halvcellene
2. Opprettholder elektronøytralitet
- Anoden: Zn²⁺ dannes → positive ioner må fjernes
- Katoden: Cu²⁺ forbrukes → positive ioner må tilføres

Ionevandring i saltbroen:


- Anioner (NO₃⁻) vandrer mot anoden
- Kationer (K⁺) vandrer mot katoden

Uten saltbro:


- Ladning bygger seg opp
- Reaksjonen stopper raskt
- Ingen vedvarende strøm

Cellediagrammer

Et cellediagram er en kortfattet notasjon for en galvanisk celle.

Konvensjoner:


- Anode (oksidasjon) skrives til venstre
- Katode (reduksjon) skrives til høyre
- | = grenseflate mellom faser
- || = saltbro
- Komma (,) = stoffer i samme fase

Daniell-cellen:


Zn(s)∣Zn2+(aq)∣∣Cu2+(aq)∣Cu(s)\text{Zn}(s) | \text{Zn}^{2+}(aq) || \text{Cu}^{2+}(aq) | \text{Cu}(s)

Lesing av diagrammet:
- Venstre: Zn-metall i kontakt med Zn²⁺-løsning (anode)
- Saltbro: ||
- Høyre: Cu²⁺-løsning i kontakt med Cu-metall (katode)

Med konsentrasjoner:


Zn(s)∣Zn2+(1,0 M)∣∣Cu2+(1,0 M)∣Cu(s)\text{Zn}(s) | \text{Zn}^{2+}(1,0\text{ M}) || \text{Cu}^{2+}(1,0\text{ M}) | \text{Cu}(s)
✏️Eksempel 1: Tegne galvanisk celle

En galvanisk celle er bygget opp av en jernelektrode i FeSO₄-løsning og en sølvelektrode i AgNO₃-løsning.

a) Hvilken elektrode er anode?
b) Skriv halvreaksjonene.
c) Skriv cellediagrammet.
d) Beregn standard cellespenning.

E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V, E°(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V

Løsning:

a) Anode: Jern (Fe)
- Fe har mer negativt standardpotensial
- Fe er lettere å oksidere enn Ag

b) Halvreaksjoner:
- Anode: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (oksidasjon)
- Katode: Ag⁺ + e⁻ → Ag (reduksjon)

Balansert (2 e⁻):
- Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
- 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag

c) Cellediagram:
Fe(s)∣Fe2+(aq)∣∣Ag+(aq)∣Ag(s)\text{Fe}(s) | \text{Fe}^{2+}(aq) || \text{Ag}^+(aq) | \text{Ag}(s)

d) Standard cellespenning:
E°celle=E°katode−E°anodeE°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode}
E°celle=(+0,80)−(−0,44)=+1,24 VE°_{celle} = (+0,80) - (-0,44) = +1,24 \text{ V}

Cellespenning

Cellespenningen (EMK - elektromotorisk kraft) er differansen mellom elektrodenes potensial.

Standard cellespenning

E°celle=E°katode−E°anodeE°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode}

- E° refererer til standardbetingelser (1 M, 1 atm, 25°C)
- Positiv E° → spontan reaksjon
- Negativ E° → ikke-spontan reaksjon

Nernst-likningen

For ikke-standardbetingelser:

E=E°−RTnFln⁡QE = E° - \frac{RT}{nF}\ln Q

Ved 25°C:
E=E°−0,0592nlog⁡QE = E° - \frac{0,0592}{n}\log Q

hvor:
- n = antall elektroner overført
- Q = reaksjonskvotient
- R = gasskonstanten
- T = temperatur (K)
- F = Faradays konstant (96485 C/mol)

✏️Eksempel 2: Nernst-likningen

For Daniell-cellen under ikke-standardbetingelser:
[Zn²⁺] = 0,10 M, [Cu²⁺] = 1,0 M

Beregn cellespenningen ved 25°C.

E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V

Løsning:

Steg 1: Standard cellespenning
E°=E°katode−E°anode=0,34−(−0,76)=1,10 VE° = E°_{katode} - E°_{anode} = 0,34 - (-0,76) = 1,10 \text{ V}

Steg 2: Cellereaksjon og Q
Zn+Cu2+→Zn2++Cu\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}

Q=[Zn2+][Cu2+]=0,101,0=0,10Q = \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} = \frac{0,10}{1,0} = 0,10

Steg 3: Nernst-likningen
E=E°−0,0592nlog⁡QE = E° - \frac{0,0592}{n}\log Q
E=1,10−0,05922log⁡(0,10)E = 1,10 - \frac{0,0592}{2}\log(0,10)
E=1,10−(0,0296)(−1)E = 1,10 - (0,0296)(-1)
E=1,10+0,030=1,13 VE = 1,10 + 0,030 = 1,13 \text{ V}

Konklusjon: Cellespenningen er litt høyere enn standard fordi Q < 1.

Dette kapitlet er skrevet av Anthropics toppmodeller (Claude Opus og Claude Fable) og er foreløpig ikke manuelt gjennomgått — kvalitetskontrollen gjøres av uavhengige KI-agenter, og innmeldte feil rettes fortløpende. Funnet en feil? Meld fra, så retter vi den. Les mer om hvordan innholdet lages.