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

Ei galvanisk celle (også kalla voltaisk celle) omdannar kjemisk energi til elektrisk energi gjennom spontane redoksreaksjonar.

Oppbygging

Ei galvanisk celle består av:

1. To halvceller (elektrodar i elektrolyttløysingar)
2. Saltbru (eller porøs membran) - bind saman halvcellene
3. Ytre krins (leidning) - leier elektron

Daniell-cella

Den klassiske Daniell-cella bruker sink og koppar:

Venstre halvcelle: Zn-elektrode i ZnSO₄-løysing
Høgre halvcelle: Cu-elektrode i CuSO₄-løysing

Anode og katode

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

Hugseregel: ANOKS (ANode = OKSidasjon)

Funksjonen til saltbrua

Saltbrua inneheld ei elektrolyttløysing (t.d. KNO₃ eller KCl).

Oppgåver:

1. Lukkar krinsen - lèt ion vandre mellom halvcellene
2. Held oppe elektronøytralitet
- Anoden: Zn²⁺ blir danna → positive ion må fjernast
- Katoden: Cu²⁺ blir forbrukt → positive ion må tilførast

Ionevandring i saltbrua:


- Anion (NO₃⁻) vandrar mot anoden
- Kation (K⁺) vandrar mot katoden

Utan saltbru:


- Ladning byggjer seg opp
- Reaksjonen stoppar raskt
- Ingen vedvarande straum

Cellediagram

Eit cellediagram er ein kortfatta notasjon for ei galvanisk celle.

Konvensjonar:


- Anode (oksidasjon) blir skriven til venstre
- Katode (reduksjon) blir skriven til høgre
- | = grenseflate mellom fasar
- || = saltbru
- Komma (,) = stoff i same fase

Daniell-cella:


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⁺-løysing (anode)
- Saltbru: ||
- Høgre: Cu²⁺-løysing i kontakt med Cu-metall (katode)

Med konsentrasjonar:


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)
✏️Døme 1: Teikne galvanisk celle

Ei galvanisk celle er bygd opp av ein jernelektrode i FeSO₄-løysing og ein sølvelektrode i AgNO₃-løysing.

a) Kva elektrode er anode?
b) Skriv halvreaksjonane.
c) Skriv cellediagrammet.
d) Rekn ut standard cellespenning.

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

Løysing:

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

b) Halvreaksjonar:
- 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

Cellespenninga (EMK - elektromotorisk kraft) er differansen mellom potensialet til elektrodane.

Standard cellespenning

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

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

Nernst-likninga

For ikkje-standardvilkår:

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

der:
- n = talet på elektron overført
- Q = reaksjonskvotient
- R = gasskonstanten
- T = temperatur (K)
- F = Faradays konstant (96485 C/mol)

✏️Døme 2: Nernst-likninga

For Daniell-cella under ikkje-standardvilkår:
[Zn²⁺] = 0,10 M, [Cu²⁺] = 1,0 M

Rekn ut cellespenninga ved 25°C.

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

Løysing:

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-likninga
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: Cellespenninga er litt høgare 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.