Forskel mellem elektrolytiske og galvaniske celler

elektrolytiske vs galvaniske celler

elektrolytiske og galvaniske celler er to typer elektrokemiske celler. I både elektrolytiske og galvaniske celler finder oxidationsreduktionsreaktioner sted. I en celle er der to elektroder kaldet en anode og en katode. Oxidationsreaktionen finder sted på anoden, og reduktionsreaktionen finder sted på katoden. Elektroder nedsænkes i separate elektrolytløsninger. Normalt er disse opløsninger ioniske opløsninger relateret til typen af ​​elektrode. For eksempel nedsættes kobberelektroder i kobbersulfatopløsninger, og sølvelektroder nedsænkes i sølvchloridopløsning. Disse løsninger er forskellige; Derfor skal de adskilles. Den mest almindelige måde at adskille dem på er en saltbro.

Hvad er en elektrolytisk celle?

Dette er en celle, der bruger en elektrisk strøm til at bryde kemiske forbindelser, eller med andre ord at gøre en elektrolyse. Så elektrolytiske celler har brug for en ekstern kilde til elektrisk energi til drift. Hvis vi for eksempel tager kobber og sølv til at være de to elektroder i cellen, er sølv forbundet til den positive terminal på en ekstern energikilde (et batteri). Kobber er forbundet til den negative terminal. Da den negative terminal er elektronrig, strømmer elektroner fra terminalen til kobberelektroden. Så kobber er reduceret. Ved sølvelektroden finder en oxidationsreaktion sted, og de frigivne elektroner gives til den elektronmangelige positive terminal på batteriet. Herefter følger den samlede reaktion i en elektrolytisk celle, som har kobber- og sølvelektroder.

2Ag (s) + Cu ²⁺ (aq) 2 Ag ⁺ (aq) + Cu (s)

Hvad er en Galvanisk celle?

Galvaniske eller voltaiske celler opbevarer elektrisk energi. Batterier er fremstillet af serier af galvaniske celler for at producere en højere spænding. Reaktionerne ved de to elektroder i galvaniske celler har tendens til at fortsætte spontant. Når reaktionerne finder sted, er der en strøm af elektroner fra anoden til katoden via en ekstern leder. Hvis de to elektroder f.eks. Er sølv og kobber i en galvanisk celle, er sølvelektroden positiv i forhold til kobberelektroden. Kobberelektroden er anoden, og den gennemgår oxidationsreaktion og frigivelse af elektroner. Disse elektroner går til sølvkatoden via det eksterne kredsløb. Derfor gennemgår sølvkatoden reduktionsreaktion. En potentiel forskel genereres mellem de to elektroder, som tillader elektronstrømmen. Følgende er den spontane cellereaktion af den ovenstående galvaniske celle.

2 Ag ⁺ (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu ²⁺ (aq)

Hvad er forskel mellem elektrolytisk celle og galvanisk celle? • Elektrolytiske celler har brug for en ekstern elektrisk energikilde til drift, men galvaniske celler virker spontant og udsender en elektrisk strøm. • I en elektrolytisk celle er strømretningen modsat den i de galvaniske celler. • Reaktionerne i elektroderne omdannes i begge typer celler. Det er i en elektrolytisk celle, sølvelektroden er anoden, og kobberelektroden er katoden. I galvaniske celler er kobberelektroden imidlertid anoden, og sølvelektroden er katoden. • I en elektrokemisk celle er katoden positiv, og anoden er negativ. I en elektrolytisk celle er katoden negativ, og anoden er positiv. • Ved drift af elektrolytiske celler kræves en højere spænding end de galvaniske celler.