Perché una cella elettrochimica funziona?

Aug 25 2020

Il mio libro di testo dice che una cella elettrochimica funziona a causa della differenza nel potenziale di riduzione di due metalli che fa sì che uno perda elettroni e l'altro li accetti. Se non viene utilizzato un ponte salino, le soluzioni dei due metalli si caricano e la reazione procede fino a quando la differenza di potenziale di riduzione viene annullata dalla differenza di potenziale dovuta alle cariche. Tutta questa teoria sembra funzionare bene sulla carta, ma non viene mai realmente spiegato perché si verifica questa reazione.

Quello che voglio dire è che tu abbia una mezza cella di rame e una di argento. Sono collegati. La parte in rame non sa se è collegata da una semicella d'argento o ha una cellula di sodio e non vedo che questa informazione venga comunicata tra le cellule, quindi come fa a sapere se dissolversi nella soluzione o precipitare fuori dal soluzione?

Il libro dice che a causa della differenza nel potenziale di riduzione, viene impostato un gradiente potenziale che fa fluire la carica. Sono completamente d'accordo con questo, ma non sono in grado di capire perché questo accade fisicamente. Quale forza fa sì che gli elettroni si spostino da un elettrodo all'altro? Soprattutto quando non ci sono ponti salini, gli elettroni si spostano dall'elettrodo positivo all'elettrodo negativo, che è completamente opposto a qualsiasi cosa io sappia.

Penso che ci debba essere qualche differenza nei fenomeni locali nella soluzione che fa fluire spontaneamente gli elettroni senza che nessuna informazione venga condivisa tra i due elettrodi. es: All'inizio ho pensato che forse il rame con un potenziale di riduzione minore dell'argento si sarebbe dissolto e precipitato più velocemente (fondamentalmente un equilibrio veloce (?)) che è completamente indipendente dall'altro elettrodo e questa differenza di velocità avrebbe in qualche modo causato il flusso degli elettroni. Ho rifiutato questa idea dopo un po ', ma penso ancora che la differenza in una sorta di fenomeni locali in una semicella che è completamente indipendente dall'altra metà cellula spingerebbe la reazione in avanti.

qualche idea?

Risposte

2 Maurice Aug 24 2020 at 23:17

Forse capiresti meglio con un'immagine, o se ammetti che tutti i metalli "vogliono" perdere elettroni. E per farlo, devono trovare un altro atomo che sia abbastanza debole o "umile" abbastanza da accettare di lavorare "contro la sua volontà". In altre parole, alcuni atomi sono più "disponibili" di altri. È come una lotta, con un atomo "forte" e uno "debole". Nella tua cella rame-argento, il rame è più assertivo: impone i suoi elettroni all'atomo d'argento "debole". L'argento non può emettere i propri elettroni. È persino obbligato ad accettare elettroni dal rame e far reagire questi elettroni con i suoi ioni appropriati. producendo più atomi d'argento. Alcuni atomi sono più forti del rame. Lo zinco ad esempio, al contrario del rame, imponeva i suoi elettroni al rame. Questo ordine di "intensità" è sperimentale e non può essere derivato da calcoli.

Ora, per parlare in modo più scientifico, puoi sostituire l'attuale nozione di forza con il potenziale di riduzione. Più il potenziale di riduzione è negativo, più il metallo ha la tendenza a perdere i suoi elettroni.

Ad ogni modo, un ponte di sale è assolutamente necessario affinché la cella funzioni. Se non c'è un ponte salino, non è una cellula e non produce alcuna reazione chimica e nessun ribes elettrico.

  • Complemento, richiesto da Manit. Se vuoi che un fenomeno locale spieghi la cellula, puoi considerare il seguente sviluppo. Potreste ammettere che il rame "vuole" creare di più$\ce{Cu^{2+}}$ioni in soluzione. Questi ioni sono caricati positivamente. Quindi il compartimento di rame deve attrarre ioni negativi per compensare le nuove cariche positive che compaiono attorno alla piastra di rame. Di conseguenza, il nuovo$\ce{Cu^{2+}}$gli ioni attirano gli ioni negativi da dove sono disponibili, vale a dire nell'altro compartimento. E come$\ce{Ag}$ non è in grado di creare $\ce{Ag+}$ioni con la stessa forza, Silver plate deve ammettere che perde i suoi ioni nitrati negativi per inviarli al compartimento di rame. E di conseguenza, deve ammettere che gli ioni positivi$\ce{Ag+}$dovrebbe anche "scomparire" dal vano. E l'unico modo per far scomparire questa carica dal compartimento è accettare gli elettroni, in modo che il$\ce{Ag+}$lo ione si trasforma in argento metallico. OK ?
1 Poutnik Aug 27 2020 at 15:35

Una cosa importante è non limitarsi all'idea di celle elettrochimiche con metalli, che si dissolvono o si depositano.

L'immagine più generale è la semireazione redox generale:

$\ce{<oxidized form> + n e- <=> <reduced form>}$

La forma ossidata può o non può essere simile a uno ione metallico $\ce{Cu^2+}$ o $\ce{Ag+}$.
La forma ridotta può o non può essere un metallo dell'elettrodo, come$\ce{Cu(s)}$ o $\ce{Ag(s)}$.

Ad esempio, uno dei tipi di accumulo di energia industriale utilizza celle con questo sistema acquoso di vanadio con elettrodi inerti:

$$\begin{align} \ce{V^2+(aq) &<=>[discharging(anode)][charging(cathode)] V^3+(aq) + e-}\\ \\ \ce{VO2+(aq) + e- + 2 H+(aq) &<=>[discharging(cathode)][charging(anode)] VO^2+(aq) + H2O} \end{align}$$

Ci sono reazioni in corso in entrambe le direzioni agli elettrodi, anche se non collegati a nessun circuito. Se un elettrodo ha il potenziale di equilibrio, entrambe le reazioni hanno la stessa velocità con la produzione di elettroni netta pari a zero.

Se un elettrodo ha un potenziale inferiore a quello di equilibrio, la reazione di riduzione che consuma elettroni è più veloce e il potenziale dell'elettrodo sale verso quello di equilibrio. A meno che il potenziale non sia forzato esternamente, ad esempio durante l'elettrolisi. Allo stesso modo, se un elettrodo ha un potenziale maggiore di quello di equilibrio, la reazione di ossidazione che produce elettroni è più veloce e il potenziale dell'elettrodo cade verso quello di equilibrio.

È noto che i chip elettronici utilizzano pompe di carica elettroniche per generare internamente i livelli di tensione necessari. I sistemi di elettrodi possono essere considerati analogicamente come pompe di carica alimentate chimicamente.

Se 2 elettrodi sono collegati da un circuito galvanico, la corrente sbilancia i loro potenziali e "le pompe di carica chimica" iniziano ad alimentare e raccogliere gli elettroni agli / dagli elettrodi. Se i processi chimici sono veloci, la cella è una sorgente di tensione forte con bassa resistenza interna (come le batterie al piombo acido per auto). Se sono lenti, la cella è una sorgente morbida con elevata resistenza interna.