Galvanisch element

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Een galvanisch element (of galvanische cel) is een elektrochemische stroombron; een toestel dat een elektrische stroom kan leveren als resultaat van een chemische omzetting, de redoxreactie. Een galvanisch element bestaat uit twee elektrisch geleidende platen van verschillende metalen die door een elektrolytische zoutbrug of poreuze schijf met elkaar verbonden zijn. Andere namen zijn voltacel en elektrochemisch element.

Historie[bewerken]

Het element is vernoemd naar de Italiaanse arts en natuurwetenschapper Luigi Galvani. In 1780 ontdekte hij dat wanneer twee verschillende metalen (bijvoorbeeld koper en ijzer) met elkaar verbonden werden, deze de zenuw van een kikkerspier konden stimuleren waardoor de kikkerpoot samentrok. Dit verschijnsel werd door hem bio-elektriciteit genoemd.

Zijn vriend Alessandro Volta, hoogleraar natuurkunde aan de universiteit van Pavia, bouwde op zijn experimenten voort. Deze stelde vast dat elke combinatie van twee metalen elektriciteit kon produceren, ook zonder spierweefsel erbij te betrekken. Dit leidde tot de constructie van het eerste galvanische element, het Volta-element. Deze bestond uit een koperen en zinken plaat gescheiden door vilt dat in een zoutoplossing was gedrenkt. Door een aantal van zulke elementen opeen te stapelen, verkreeg hij de Zuil van Volta (rond 1800).

Dankzij deze uitvindingen konden de moderne batterijen gemaakt worden.

Basisprincipes[bewerken]

Schematische voorstelling galvanisch element

Constructie[bewerken]

Een galvanisch element bestaat uit twee halfelementen:

  1. Zinkstaaf in vloeistof van zinksulfaat ZnSO4
  2. Koperstaaf in vloeistof van koper(II)sulfaat CuSO4

Werking[bewerken]

De metaalatomen van de metaalstaven (elektrodes) hebben de eigenschap om op te lossen in de vloeistof (elektrolyt) waarbij er positief geladen metaalionen in het elektrolyt gaan en de negatief geladen elektronen achterblijven op de elektrode. Er zal hierdoor een potentiaalverschil ontstaan tussen elektrode en het elektrolyt. De oplossingsdrang van een metaal is groter naarmate het metaal onedeler is.

Omdat zink onedeler is dan koper zal de zinkstaaf sneller zijn elektronen afgeven en dus een groter negatief potentiaal hebben dan de koperstaaf. Door een elektrische verbinding aan te brengen tussen de zink- en de koperstaaf zullen de elektronen van de meer negatief geladen zink-elektrode naar de minder negatief koper-elektrode gaan. Er loopt nu een elektrische stroom die tegengesteld is aan de elektronenstroom.

Op hetzelfde moment zal ook een ionenstroom op gang komen. Voor iedere twee elektronen die van de zink- naar de koperstaaf lopen zal een Zn-atoom in de elektrolytoplossing gaan als Zn2+-ion. Dit proces – het afstaan van elektronen - wordt oxidatie genoemd en vindt plaats aan de anode.

Omdat de koperstaaf er twee elektronen bij krijgt moeten deze gebonden worden aan een Cu2+-ion, wat als een koper-atoom zal neerslaan op de koperstaaf. Dit proces – het opnemen van elektronen - wordt reductie genoemd en vindt plaats aan de kathode.

Het gevolg hiervan is dat in het kopersulfaat een overschot aan SO42--ionen ontstaat en in het zinksulfaat een tekort. Door tussen beide vloeistoffen een zoutbrug (bijvoorbeeld van kaliumchloride) of poreuze schijf aan te brengen wordt dit evenwicht hersteld. Het galvanische element kan nu net zolang elektriciteit leveren totdat de gehele zinkstaaf is opgelost of totdat alle koperionen neergeslagen zijn op de koperstaaf.

De afgenomen elektrische arbeid is gelijk aan een equivalente hoeveelheid reactiewarmte die bij een vergelijkbaar proces zou vrijkomen in bijvoorbeeld een reageerbuis. Men spreekt ook wel van koude verbranding.

Potentiaalverschil[bewerken]

De potentiaal van een galvanisch element kan bepaald worden aan de hand van de tabel van standaardelektrodepotentialen voor iedere halfelement.

  • De eerste stap is om de afzonderlijk oxidatie- en reductiereacties te bepalen. Voor het element hierboven zijn dat de volgende halfreacties:
Oxidatie: Zn → Zn2+ + 2e
Reductie: Cu2+ + 2e → Cu
  • De tweede stap is het opzoeken van het standaardelektrodepotentiaal E0 in de tabel voor iedere reactie. Het potentiaalverschil van het element is gelijk aan de meest positieve E0-waarde minus de meest negatieve E0-waarde:
Zn2+ + 2e → Zn    E0 = –0,76 V
Cu2+ + 2e → Cu   E0 = +0,34 V
Het potentiaalverschil – bronspanning genoemd – is dus (+0,34 V) – (-0,76 V) = 1,1 Volt onder standaard condities en wanneer er geen stroom loopt door het element.
  • Indien het galvanische element wordt gebruikt onder niet standaard condities moet de Nernst-vergelijking toegepast worden om de juiste elektrodepotentiaal te berekenen. Als er een stroom loopt moet rekening gehouden worden met de inwendige weerstand van het element.
  • Er zal pas een elektrische stroom gaan lopen zodra het potentiaalverschil tussen het elektrodepotentiaal van de oxidator en het elektrodepotentiaal van de reductor groter is dan 0,3 Volt.[1]

Capaciteit[bewerken]

Met behulp van de elektrolysewet van Faraday kan men maximale - theoretisch haalbaar - capaciteit berekenen:[2]

Q_T = \int_0^t I \cdot dt = p \cdot F \cdot n_m

Hierin is:

Q_T elektrische capaciteit coulomb
I elektrische stroomsterkte ampère
t tijdsduur seconde
p aantal elektronen per deeltje dat bij de redoxreactie is betrokken
F constante van Faraday 96485,3 C/mol
n_m hoeveelheid stof mol
= Theoretische hoeveelheid stof die geoxideerd dan wel gereduceerd kan worden

Uitvoeringen[bewerken]

Galvanische elementen worden globaal in drie groepen ingedeeld:

Primaire element
Deze kan direct elektriciteit leveren, maar zal na verloop van tijd uitgeput raken, waarna hij vervangen moet worden. Hieronder vallen alle niet-oplaadbare batterijen.
Secundaire element ofwel accumulator
Deze moet eerst opgeladen worden voordat hij elektriciteit kan leveren. Hieronder valt de loodaccu en de oplaadbare batterijen
Elektrolytische element ofwel brandstofcel
Hierbij worden de actieve materialen van buiten toegevoerd, meestal in gas of vloeistofvorm. Voordeel is dat deze elektriciteit blijft leveren zolang de toevoer gehandhaafd blijf.

Overzicht[bewerken]

De meest bekende galvanische elementen zijn:

Element Anode Elektrolyt Depolarisator Kathode Bronspanning
Daniell Zink Zwavelzuur Koper(II)sulfaat Koper 1,0 - 1,1 Volt
Grove Zink Zwavelzuur Salpeterzuur Platina 1,8 - 1,9 Volt
Bunsen Zink Zwavelzuur Salpeterzuur Koolstof 1,7 - 1,8 Volt
Bichromaat Zink Zwavelzuur Chroomzuur Koolstof 2,0 Volt
Meidinger Zink Magnesiumsulfaat Kopersulfaat Koper 1,07 - 1,14 Volt
Clark Zinkamalgaam Zinksulfaat Kwik(II)sulfaat Kwik 1,4328 Volt
Weston Cadmiumamalgaam Cadmiumsulfaat Kwik(II)sulfaat Kwik 1,01925 Volt
Leclanché Zink Ammoniumchloride Mangaan(IV)oxide Koolstof 1,5 Volt
Alkaline Zink Kaliumhydroxide Mangaan(IV)oxide Koolstof 1,5 Volt

Normaalelement[bewerken]

De elementen van Josiah Latimer Clark en Edward Weston zijn zogenaamde normaalelementen, galvanisch elementen die een zeer stabiele, goed reproduceerbare bronspanning leveren.[3] In tegenstelling tot de andere element zijn normaalelementen niet bedoeld om zelf stroom te leveren. Deze elementen werden vooral gebruikt in Poggendorff-compensatieschakelingen voor het ijken van spanningsbronnen en het kalibreren van precisiemeetinstrumenten. Voor de levensduur van het element is het zelfs belangrijk dat het stroomverbruik tot een minimum beperkt blijft.

Zie ook[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. (nl) Hoe bereken je de bronspanning?
  2. (en) Vincent, Colin A., Modern Batteries - An Introduction to Electrochemical Power Sources (2nd Edition), Arnold, USA, 1997, Ch.2: Theorical background ISBN 0-340-66278-6.
  3. Eduard Welter, Het nieuwe handboek der Electriciteit (1932)