Forskellen mellem elektrokemisk celle og galvanisk celle

Det vigtigste forskel mellem elektrokemisk celle og galvanisk celle er det de fleste elektrokemiske celler har tendens til at konvertere elektrisk energi til kemisk energi, mens galvaniske celler har en tendens til at konvertere kemisk energi til elektrisk energi.

Oxidations- og reduktionsreaktioner spiller en vigtig rolle i elektrokemi. I en oxidationsreduktionsreaktion overføres elektroner fra en reaktant til en anden. Det stof, der accepterer elektroner, er reduktionsmidlet, mens det stof, der frigiver elektronet, er det oxiderende middel. Reduktionsmidlet er ansvarligt for reduktion af den anden reaktant, mens den undergår oxidation selv; for oxidationsmidlet er dette omvendt. Disse reaktioner forekommer i to halvreaktioner for at vise separate oxidationer og reduktioner; således viser det antallet af elektroner, der bevæger sig ind eller ud.

INDHOLD

1. Oversigt og nøgleforskel
2. Hvad er en elektrokemisk celle
3. Hvad er en galvanisk celle
4. Sammenligning side ved side - Elektrokemisk celle vs galvanisk celle i tabelform
5. Opsummering

Hvad er en elektrokemisk celle?

En elektrokemisk celle er en kombination af et reduktions- og oxidationsmiddel, som er fysisk adskilt fra hinanden. Normalt gør vi denne adskillelse ved en saltbro. Selvom de er fysisk adskilt, er begge halvceller i kemisk kontakt med hinanden. Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokemiske celler.

Oxidationsreduktionsreaktioner finder sted i både elektrolytiske og galvaniske celler. Derfor er der i en elektrokemisk celle to elektroder som en anode og en katode. Begge elektroder forbindes eksternt med et højt resistent voltmeter; derfor transmitterer der ikke strøm mellem elektroderne. Derfor hjælper dette voltmeter med at opretholde en bestemt spænding mellem elektroderne, hvor oxidationsreaktioner finder sted.

Figur 01: Elektrokemisk celle

Oxidationsreaktion finder sted på anoden, mens reduktionsreaktionen finder sted på katoden. Vi er nødt til at fordybe dem i separate elektrolytopløsninger. Normalt er disse opløsninger ionopløsninger relateret til typen af elektrode. For eksempel nedsænker vi kobberelektroder i en kobbersulfatopløsning og sølvelektroder i en sølvchloridopløsning. Disse løsninger er forskellige; derfor skal de adskilles. Den mest almindelige måde at adskille dem på er en saltbro. I en elektrokemisk celle konverteres cellens potentielle energi til en elektrisk strøm, som vi kan bruge til at tænde en pære eller til at udføre andet elektrisk arbejde.

Hvad er en galvanisk celle?

Galvaniske eller voltaiske celler lagrer elektrisk energi. Batterier er lavet af en række galvaniske celler for at producere en højere spænding. Reaktionerne ved de to elektroder i galvaniske celler har en tendens til at fortsætte spontant. Når reaktionerne finder sted, er der en strøm af elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder.

Figur 02: En galvanisk celle

For eksempel, hvis de to elektroder er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv med hensyn til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gennemgår oxidationsreaktion og frigiver elektroner. Disse elektroner går til sølvkatoden via det eksterne kredsløb. Derfor gennemgår sølvkatode reduktionsreaktion. En potentiel forskel genereres mellem de to elektroder, der tillader elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaktion fra den ovennævnte galvaniske celle.

2 Ag⁺ (aq) + Cu (s) ⇌ 2Ag (s) + Cu²⁺ (Aq)

Hvad er forskellen mellem elektrokemisk celle og galvanisk celle?

Der er to typer elektrokemiske celler som elektrolytiske celler og galvaniske celler. Den vigtigste forskel mellem elektrokemisk celle og galvanisk celle er, at de fleste elektrokemiske celler har tendens til at konvertere elektrisk energi til kemisk energi, mens galvaniske celler har en tendens til at konvertere kemisk energi til elektrisk energi. Endvidere er anoden i de fleste elektrokemiske celler, såsom elektrolytiske celler, den positive terminal, mens katoden er den negative terminal; i den galvaniske celle er anoden imidlertid den negative terminal, og katoden er den positive terminal.

Derudover er en yderligere forskel mellem elektrokemisk celle og galvanisk celle, at i elektrokemiske celler, såsom elektrolytiske celler, finder ikke-spontane kemiske reaktioner sted, men i galvaniske celler finder spontane kemiske reaktioner sted.

Resume - Elektrokemisk vs og galvanisk celle

Reference:

1. "Elektrokemisk celle." Elektrokemisk celle - et overblik | ScienceDirect-emner, Tilgængelig her.

Billede høflighed:

1. “ElectrochemCel” af Alksub på den engelske Wikipedia (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia
2. “Galvanic Cell” Af Gringer - Fil: Galvanische Zelle.png, af Tinux (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia

Videnskab & natur