Electrolytic vs Galvanic Cells
Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokjemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler foregår det oksidasjons-reduksjonsreaksjoner. I en celle er det to elektroder som kalles en anode og en katode. Oksidasjonsreaksjon finner sted på anoden, og reduksjonsreaksjonen finner sted på katoden. Elektroder er nedsenket i separate elektrolyttløsninger. Norm alt er disse løsningene ioniske løsninger relatert til typen elektrode. For eksempel er kobberelektroder nedsenket i kobbersulfatløsninger og sølvelektroder nedsenket i sølvkloridløsning. Disse løsningene er forskjellige; derfor må de skilles. Den vanligste måten å skille dem på er en s altbro.
Hva er en elektrolytisk celle?
Dette er en celle som bruker en elektrisk strøm til å bryte kjemiske forbindelser, eller med andre ord, for å utføre en elektrolyse. Så elektrolyseceller trenger en ekstern kilde til elektrisk energi for drift. Hvis vi for eksempel tar kobber og sølv til å være de to elektrodene i cellen, er sølv koblet til den positive polen til en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er koblet til minuspolen. Siden den negative terminalen er elektronrik, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber reduseres. Ved sølvelektroden finner en oksidasjonsreaksjon sted, og de frigjorte elektronene blir gitt til den elektronmangelfulle positive polen til batteriet. Følgende er den generelle reaksjonen som finner sted i en elektrolysecelle som har kobber- og sølvelektroder.
2Ag(s) + Cu2+(aq)⇌ 2 Ag+(aq) + Cu(s)
Hva er en galvanisk celle?
Galvaniske eller voltaiske celler lagrer elektrisk energi. Batterier er laget av serier av galvaniske celler for å produsere en høyere spenning. Reaksjonene ved de to elektrodene i galvaniske celler har en tendens til å gå spontant. Når reaksjonene finner sted, er det en strøm av elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder. For eksempel, hvis de to elektrodene er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv i forhold til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gjennomgår en oksidasjonsreaksjon og frigjør elektroner. Disse elektronene går til sølvkatoden via den eksterne kretsen. Derfor gjennomgår sølvkatode en reduksjonsreaksjon. En potensialforskjell genereres mellom de to elektrodene som tillater elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaksjonen til den ovennevnte galvaniske cellen.
2 Ag+(aq)+ Cu(s)⇌ 2Ag(s) + Cu2+(aq)
Hva er forskjellen mellom elektrolytisk celle og galvanisk celle?
• Elektrolyseceller trenger en ekstern elektrisk energikilde for drift, men galvaniske celler fungerer spontant og gir ut en elektrisk strøm.
• I en elektrolysecelle er strømretningen motsatt av retningen i de galvaniske cellene.
• Reaksjonene i elektrodene er reversert i begge celletyper. Det vil si at i en elektrolysecelle er sølvelektroden anoden, og kobberelektroden er katoden. I galvaniske celler er imidlertid kobberelektroden anoden, og sølvelektroden er katoden.
• I en elektrokjemisk celle er katoden positiv, og anoden er negativ. I en elektrolysecelle er katoden negativ, og anoden er positiv.
• For drift av elektrolyseceller kreves det en høyere spenning enn de galvaniske cellene.
