Elektrolytiske vs galvaniske celler
Elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokjemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler foregår oksidasjonsreduksjonsreaksjoner. I en celle er det to elektroder kalt en anode og en katode. Oksidasjonsreaksjon finner sted på anoden, og reduksjonsreaksjonen finner sted på katoden. Elektroder er nedsenket i separate elektrolyttløsninger. Normalt er disse løsningene ioniske løsninger relatert til typen elektrode. For eksempel er kobberelektroder nedsenket i kobbersulfatløsninger og sølvelektroder er nedsenket i sølvkloridoppløsning. Disse løsningene er forskjellige; derfor må de skilles fra hverandre. Den vanligste måten å skille dem på er en saltbro.
Hva er en elektrolytisk celle?
Dette er en celle som bruker en elektrisk strøm for å bryte kjemiske forbindelser, eller med andre ord for å gjøre en elektrolyse. Så elektrolytiske celler trenger en ekstern kilde til elektrisk energi for drift. Hvis vi for eksempel tar kobber og sølv som de to elektrodene i cellen, er sølv koblet til den positive terminalen til en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er koblet til den negative terminalen. Siden den negative terminalen er elektronrik, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber reduseres. Ved sølvelektroden finner en oksidasjonsreaksjon sted, og de frigitte elektronene blir gitt til den elektronmangel positive batteriets terminal. Følgende er den totale reaksjonen som foregår i en elektrolytisk celle som har kobber- og sølvelektroder.
2Ag (s) + Cu 2+ (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, strømmer det 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 med hensyn til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gjennomgår oksidasjonsreaksjon og frigjør elektroner. Disse elektronene går til sølvkatoden via den eksterne kretsen. Derfor gjennomgår sølvkatoden en reduksjonsreaksjon. Det genereres en potensiell forskjell mellom de to elektrodene som tillater elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaksjonen til den ovennevnte galvaniske cellen.
2 Ag + (aq) + Cu (s) ⇌ 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)
Hva er forskjellen mellom elektrolytisk celle og galvanisk celle?
• Elektrolytiske celler trenger en ekstern elektrisk energikilde for drift, men galvaniske celler fungerer spontant og gir ut en elektrisk strøm.
• I en elektrolytisk celle er strømretningen motsatt den i galvaniske celler.
• Reaksjonene i elektrodene reverseres i begge celletyper. Det vil si i en elektrolytisk celle, sølvelektroden er 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 elektrolytisk celle er katoden negativ, og anoden er positiv.
• For drift av elektrolytiske celler kreves det en høyere spenning enn de galvaniske cellene.
