6.2 Galvaniske celler

Kjemi som blir til strøm

I forrige kapittel så vi at sink gir elektroner til kobberioner. Men hva om vi kunne tvinge de elektronene til å gå en omvei -- gjennom en ledning, en lyspære, en motor -- før de når frem? Da har vi laget en galvanisk celle, en innretning som omdanner kjemisk energi til elektrisk energi gjennom en spontan redoksreaksjon. Dette er prinsippet bak ethvert batteri.

En galvanisk celle har tre deler: to halvceller (en elektrode i en elektrolyttløsning hver), en saltbro som forbinder dem, og en ytre krets -- en ledning -- som leder elektronene. Den klassiske Daniell-cellen bruker en sinkelektrode i ZnSO₄-løsning og en kobberelektrode i CuSO₄-løsning. Elektroden der oksidasjon skjer kalles anode (her sink, $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$), og elektroden der reduksjon skjer kalles katode (her kobber, $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$). Et nyttig minneord er ANOKS: ANode er OKSidasjon. Anoden er den negative polen, katoden den positive.

Saltbroen og cellediagrammet

Hvorfor trenger vi en saltbro? Tenk over hva som skjer i de to halvcellene. Ved anoden dannes Zn²⁺, så det hoper seg opp positiv ladning der. Ved katoden forbrukes Cu²⁺, så det blir et underskudd av positiv ladning der. Uten noe som utligner dette, bygger ladningen seg opp og reaksjonen stopper nesten umiddelbart. Saltbroen, fylt med en elektrolytt som KNO₃, løser problemet: den lukker kretsen ionisk og opprettholder elektronøytralitet. Anioner (NO₃⁻) vandrer mot anoden, og kationer (K⁺) mot katoden, slik at strømmen kan gå og gå.

For å skrive en celle kompakt bruker vi et cellediagram. Anoden skrives til venstre, katoden til høyre. En enkel strek $|$ markerer en grenseflate mellom faser, en dobbel strek $||$ markerer saltbroen, og komma skiller stoffer i samme fase. Daniell-cellen blir da:

$$\text{Zn}(s) \,|\, \text{Zn}^{2+}(aq) \,||\, \text{Cu}^{2+}(aq) \,|\, \text{Cu}(s)$$

Du leser det fra venstre: sinkmetall i kontakt med Zn²⁺-løsning (anode), saltbro, og så Cu²⁺-løsning i kontakt med kobbermetall (katode). Vil vi være presise, kan vi føre på konsentrasjonene, for eksempel $\text{Zn}^{2+}(1{,}0\text{ M})$.

Hvor sterk blir spenningen?

Den elektriske «trykkforskjellen» som driver elektronene, kalles cellespenningen eller EMK. Under standardbetingelser (1 M, 1 atm, 25 °C) regnes den ut fra elektrodenes standardpotensial:

$$E°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode}$$

Er $E°_{celle}$ positiv, går reaksjonen spontant. La oss bygge en celle med en jernelektrode i FeSO₄ og en sølvelektrode i AgNO₃, der $E°(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0{,}80$ V og $E°(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44$ V. Jern har det mest negative potensialet og er lettest å oksidere, så jern blir anode. Halvreaksjonene er $\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2e^-$ og $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$ (som vi dobler for elektronbalanse). Cellediagrammet blir $\text{Fe}(s)|\text{Fe}^{2+}(aq)||\text{Ag}^+(aq)|\text{Ag}(s)$, og spenningen blir $E°_{celle} = (+0{,}80) - (-0{,}44) = +1{,}24$ V.

Men virkeligheten er sjelden ved standardbetingelser. Da bruker vi Nernst-likningen, som ved 25 °C kan skrives:

$$E = E° - \frac{0{,}0592}{n}\log Q$$

Her er $n$ antall elektroner overført og $Q$ reaksjonskvotienten. For Daniell-cellen med $[\text{Zn}^{2+}] = 0{,}10$ M og $[\text{Cu}^{2+}] = 1{,}0$ M er $E° = 1{,}10$ V og $Q = [\text{Zn}^{2+}]/[\text{Cu}^{2+}] = 0{,}10$. Da blir $\displaystyle E = 1{,}10 - \frac{0{,}0592}{2}\log(0{,}10) = 1{,}10 + 0{,}030 = 1{,}13$ V -- litt høyere enn standard, fordi $Q < 1$.

Oppsummering

Vi har sett at en galvanisk celle omdanner kjemisk energi til elektrisk energi via en spontan redoksreaksjon. Den består av to halvceller forbundet med en saltbro og en ytre krets. Anoden er der oksidasjon skjer (negativ pol), katoden der reduksjon skjer (positiv pol) -- husk ANOKS. Saltbroen lukker kretsen ionisk og holder begge halvcellene elektrisk nøytrale.

En celle skrives kompakt som et cellediagram med anode til venstre, $|$ for fasegrense og $||$ for saltbro. Spenningen under standardbetingelser er $E°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode}$, og en positiv verdi betyr spontan reaksjon. Ved andre forhold bruker vi Nernst-likningen, $\displaystyle E = E° - \frac{0{,}0592}{n}\log Q$, der lav $Q$ gir høyere spenning. Med dette grunnlaget er vi klare til å rangere metaller i spenningsrekken.