Galvanisk celle
En kemisk celle omdanner kemisk energi til elektrisk energi. De fleste batterier er kemiske celler. En kemisk reaktion finder sted i batteriet og får elektrisk strøm til at strømme.
Der findes to hovedtyper af batterier - batterier, der kan genoplades, og batterier, der ikke kan genoplades.
Et batteri, der ikke er genopladeligt, giver elektricitet, indtil kemikalierne i det er opbrugt. Så er det ikke længere brugbart. Det kan med rette kaldes "brug og smid".
Et genopladeligt batteri kan genoplades ved at lade elektrisk strøm gå baglæns gennem batteriet, hvorefter det kan bruges igen til at producere mere elektricitet. Det var Gaston Plante, en fransk videnskabsmand, der opfandt disse genopladelige batterier i 1859.
Batterier findes i mange former og størrelser, lige fra meget små batterier, der bruges i legetøj og kameraer, til batterier, der bruges i biler, eller endnu større batterier. Ubåde kræver meget store batterier.
Typer af kemiske celler
- Enkel celle
- Tørcelle
- Våd celle
- Brændselscelle
- Solcelle
- Elektrisk celle
Elektrokemiske celler
En yderst vigtig klasse af oxidations- og reduktionsreaktioner anvendes til at levere nyttig elektrisk energi i batterier. En simpel elektrokemisk celle kan fremstilles af kobber- og zinkmetaller med opløsninger af deres sulfater. Under reaktionen kan elektroner overføres fra zink til kobber gennem en elektrisk ledende bane som en nyttig elektrisk strøm.
En elektrokemisk celle kan oprettes ved at placere metalelektroder i en elektrolyt, hvor en kemisk reaktion enten bruger eller genererer en elektrisk strøm. Elektrokemiske celler, der genererer en elektrisk strøm, kaldes voltaiske celler eller galvaniske celler, og almindelige batterier består af en eller flere sådanne celler. I andre elektrokemiske celler anvendes en eksternt tilført elektrisk strøm til at fremkalde en kemisk reaktion, som ikke ville opstå spontant. Sådanne celler kaldes elektrolytiske celler.
Voltaiske celler
En elektrokemisk celle, som forårsager ekstern elektrisk strøm, kan oprettes ved hjælp af to forskellige metaller, da metaller har forskellig tendens til at miste elektroner. Zink mister lettere elektroner end kobber, så ved at placere zink- og kobbermetal i opløsninger af deres salte kan man få elektroner til at strømme gennem en ekstern ledning, der fører fra zink til kobber. Når et zinkatom leverer elektronerne, bliver det en positiv ion og går i vandig opløsning, hvilket mindsker zinkelektrodens masse. På kobbersiden gør de to modtagne elektroner det muligt at omdanne en kobberion fra opløsningen til et uladet kobberatom, som sætter sig på kobberelektroden, hvilket øger dens masse. De to reaktioner skrives typisk som følger
Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2e -
Cu2+(aq) + 2e- --> Cu(s)
Bogstaverne i parentes er blot en påmindelse om, at zink går fra et fast stof (s) til en vandopløsning (aq) og omvendt for kobberets vedkommende. Det er typisk i elektrokemiens sprog at betegne disse to processer som "halvreaktioner", der finder sted ved de to elektroder.
| Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e - |
|
| Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) |
For at den voltaiske celle fortsat kan producere en ekstern elektrisk strøm, skal der ske en bevægelse af sulfationerne i opløsningen fra højre til venstre for at afbalancere elektronstrømmen i det eksterne kredsløb. Metalionerne selv skal forhindres i at bevæge sig mellem elektroderne, så en slags porøs membran eller en anden mekanisme skal sørge for en selektiv bevægelse af de negative ioner i elektrolytten fra højre til venstre.
Der kræves energi for at tvinge elektronerne til at bevæge sig fra zink- til kobberelektroden, og den mængde energi pr. ladningsenhed, der er til rådighed i voltacellen, kaldes cellens elektromotoriske kraft (emf). Energi pr. ladningsenhed udtrykkes i volt (1 volt = 1 joule/coulomb).
Det er klart, at for at få energi fra cellen skal der frigøres mere energi fra oxidationen af zink, end der skal bruges til at reducere kobberet. Cellen kan give en begrænset mængde energi fra denne proces, idet processen er begrænset af mængden af materiale, der er til rådighed enten i elektrolytten eller i metalelektroderne. Hvis der f.eks. var ét mol sulfationer SO42- på kobbersiden, er processen begrænset til at overføre to mol elektroner gennem det eksterne kredsløb. Den elektriske ladning, der er indeholdt i et mol elektroner, kaldes Faraday-konstanten og er lig med Avogadros tal gange elektronladningen:
Faraday-konstant = F = ANe = 6,022 x 1023 x 1,602 x 10-19 = 96.485 Coulombs/mol
Energiudbyttet fra en voltacelle er givet ved cellens spænding gange antallet af mol af overførte elektroner gange Faraday-konstanten.
Elektrisk energiudbytte = nFE
Celleemf Ecell kan forudsiges ud fra standardelektrodepotentialerne for de to metaller. For zink/kobber-cellen under standardbetingelser er det beregnede cellepotentiale 1,1 volt.
Enkel celle
En simpel celle består typisk af plader af kobber (Cu) og zink (Zn) i fortyndet svovlsyre. Zinken opløses, og der opstår brintbobler på kobberpladen. Disse brintbobler forstyrrer strømgennemgangen, så en simpel celle kan kun bruges i kort tid. For at give en stabil strøm er der brug for en depolariserende agent (et oxidationsmiddel) til at oxidere hydrogenet. I Daniel-cellen er depolariseringsmidlet kobbersulfat, som udskifter hydrogenet med kobber. I Leclanche-batteriet er depolariseringsmidlet mangandioxid, som oxiderer brinten til vand.
Enkel celle
Daniel celle
Den engelske kemiker John Frederick Daniell udviklede en voltacelle i 1836, som anvendte zink og kobber og opløsninger af deres ioner.
Nøgle
- Zinkstang = negativ terminal
- 2HSO4 = fortyndet svovlsyreelektrolyt
- Porøs gryde adskiller de to væsker
- CuSO4 = kobbersulfat-depolarisator
- Kobberkrukke = positiv terminal
Diagram af en Daniel-celle
Spørgsmål og svar
Spørgsmål: Hvad er en kemisk celle, og hvad er dens formål?
A: En kemisk celle er en anordning, der omdanner kemisk energi til elektrisk energi. Dens formål er at producere elektrisk strøm ved hjælp af en kemisk reaktion.
Sp: Hvad er de fleste batterier?
Svar: De fleste batterier er kemiske celler.
Sp: Hvad sker der inde i et batteri, som får elektrisk strøm til at flyde?
A: Der sker en kemisk reaktion inde i batteriet, som får elektrisk strøm til at flyde.
Spørgsmål: Hvor mange typer batterier findes der, og hvad er de?
A: Der findes to hovedtyper af batterier - batterier, der kan genoplades, og batterier, der ikke kan genoplades.
Spørgsmål: Hvad sker der, når et ikke genopladeligt batteri er brugt op?
A: Et ikke-opladeligt batteri giver elektricitet, indtil kemikalierne i det er opbrugt. Så er det ikke længere brugbart og kan smides ud.
Spørgsmål: Hvem opfandt genopladelige batterier og hvornår?
A: Genopladelige batterier blev opfundet af Gaston Plante, en fransk videnskabsmand, i 1859.
Spørgsmål: Kan batterier være af forskellig størrelse, og hvad er et eksempel på en enhed, der kræver et stort batteri?
A: Ja, batterier kan have mange forskellige former og størrelser. Et eksempel på en enhed, der kræver et stort batteri, er en ubåd.
