381 Daniell-elementet Elektrokemisk celle Daniell-elementet er et eksempel på en elektrokemisk celle. Mens der i en elektrolytisk celle omdannes elektrisk energi til kemisk energi, omdannes der i en elektrokemisk celle kemisk energi til elektrisk energi. En elektrokemisk celle består af en eller to elektrolytter og to elektroder. Elektroderne kaldes cellens poler. Når polerne forbindes med en ledning, trækkes der elektroner fra den ene pol til den anden. Der er altså en spændingsforskel mellem polerne. En elektrokemisk celle kaldes også et elektrokemisk element eller blot et element. Et Daniell-elementet kan være udformet på flere måder. Det her viste består yderst af en glasskål. Næstyderst er zinkelektroden. Dernæst følger en lerskål med porøse vægge, hvori kobberelektroden er anbragt. Når det skal anvendes, hældes der en zinksulfatopløsning ned til zinkelektroden og en kobber(II)-sulfatopløsning ned i lerskålen til kobberelektroden.

382 Daniell-elementet Daniell-elementet opbygning Når et stykke zink anbringes i en opløsning, der indeholder kobber(II)ioner, vil følgende redoxreaktion ifølge spændingsrækken forløbe spontant: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Reaktionen vil forløbe, indtil en af reaktanterne slipper op. Under reaktionen kommer hver kobber(II)ion i direkte kontakt med et zinkatom, som afleverer to elektroner. Elektronudvekslingen kan imidlertid også foregå via et ydre kredsløb. Det er det, der udnyttes, når man anvender et Daniell-element. I Daniell-elementet er den ene elektrode af zink, og den er anbragt i en zinksulfat-opløsning. Den anden elektrode er af kobber, og den er anbragt i en kobber(II)-sulfatopløsning. De to væsker er adskilt af en porøs skillevæg.

383 Daniell-elementet Daniell-elementets elektrodeprocesser I Daniell-elementet er kobber(II)ionerne og zinkatomerne altså adskilt, så elektronerne ikke kan udveksles direkte. Det er stadig zinkatomerne, der afgiver elektroner. Derfor bliver zinkstangen cellens negative pol (anoden). Elektronerne kan så via en ydre kreds, fx en kobberledning, løbe over til kobberelektroden. Her modtager kobber(II)ioner i opløsningen elektroner fra kobberet. Kobberelektroden er Daniell- elementets positive pol (katoden). Ved de to poler sker altså følgende: Reduktion ved pluspolen: Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s) Oxidation ved minuspolen: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e− Bruttoreaktion: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Bruttoreaktionen er netop den reaktion, der foregår, når fast zink er i direkte kontakt med kobber(II)ioner. Bruttoreaktionen er cellens strømgivende reaktion.

384 Daniell-elementet Hvilespænding Spændingsforskellen mellem cellens poler kaldes polspændingen, Up. Den kan måles direkte med et voltmeter. Polspændingen afhænger af, hvor meget man belaster cellen, og den er maksimal, når cellen er ubelastet. Denne maksimale polspænding er cellens hvilespændingen, U0. Hvilespændingen er 1,10 V for Daniell-elementet. Det viser sig, at der er følgende sammenhæng mellem polspænding og hvilespænding: Up = U0 − Ri · I Her er I strømstyrken, og Ri tolkes som den indre resistans i den elektrokemiske celle. Når strømstyrken er nul, er polspændingen lig med hvilespændingen, og cellen er i hvile.

385 Daniell-elementet Cellediagram Anode og katode På tilsvarende måde, som man kan tegne et diagram for et elektrisk kredsløb ved anvendelse af symboler, kan man også angive opbygningen af en celle ved et diagram. Daniell-elementet kan beskrives med følgende diagram: ÷ + Zn(s)|Zn2+(aq, 1,0 M) ||Cu2+(aq, 1,0 M) |Cu(s) U0 = 1,10 V I et cellediagram angiver man altid miniuspolen til venstre og pluspolen til højre. En enkelt lodret streg angiver en fasegrænse; her mellem fast stof og opløsning. To lodrette streger angiver en skillevæg. Bemærk definitionerne på anode og katode: · Anoden er den elektrode, hvor der sker oxidation. · Katoden er den elektrode, hvor der sker reduktion. Derfor ombytningen fra elektrolytisk celle til elektrokemisk celle. Anode og katode

386 Daniell-elementet Energiforhold Af definitionen på elektrisk spændingsforskel følger (se opslag 34), at den maksimale elektriske energi fra den elektrokemiske celle er givet ved: Eelektrisk = q · U0 Når et mol zinkioner reagerer med et mol kobberatomer, er ladnings-mængden 2 gange 1 mol elementarladninger: q = 2 · 6,02 · 1023 · e = 2 · 96500 C = 2 · F Når et mol zinkioner reagerer med et mol kobberatomer, afgiver cellen derfor energien: Eelektrisk = q · U0 = 2 · 96500 C · 1,10 V = 212 kJ Hvis der er koblet en ideal elektromotor til Daniell-elementet, kunne denne energi have været anvendt til at udføre arbejde. Derfor er 212 kJ det maksimale arbejde, som Daniell-element kan udføre, når et mol zinkioner reagerer med et mol kobberatomer. Denne energi er pr. definition lig med cellens tab i Gibbs-energi: −ΔG = 212 kJ Når vi lader z betegne antallet af overførte elektroner og anvender Faraday-konstanen, får vi følgende generelle udtryk: −ΔGm = z · F · U0