Elektrolytische versus galvanische cellen
Elektrolytische en galvanische cellen zijn twee soorten elektrochemische cellen. In zowel elektrolytische als galvanische cellen vinden oxidatie-reductiereacties plaats. In een cel zijn er twee elektroden die een anode en een kathode worden genoemd. De oxidatiereactie vindt plaats op de anode en de reductiereactie vindt plaats op de kathode. Elektroden worden ondergedompeld in afzonderlijke elektrolytoplossingen. Normaal gesproken zijn deze oplossingen ionische oplossingen gerelateerd aan het type elektrode. Zo worden koperelektroden ondergedompeld in kopersulfaatoplossingen en worden zilverelektroden ondergedompeld in zilverchlorideoplossing. Deze oplossingen zijn verschillend; daarom moeten ze worden gescheiden. De meest gebruikelijke manier om ze te scheiden is een zoutbrug.
Wat is een elektrolytische cel?
Dit is een cel die een elektrische stroom gebruikt om chemische verbindingen te verbreken, of met andere woorden, om een elektrolyse uit te voeren. Elektrolytische cellen hebben dus een externe bron van elektrische energie nodig om te kunnen werken. Als we bijvoorbeeld koper en zilver beschouwen als de twee elektroden in de cel, is zilver verbonden met de positieve pool van een externe energiebron (een batterij). Koper is verbonden met de negatieve pool. Omdat de negatieve pool rijk is aan elektronen, stromen elektronen van de terminal naar de koperelektrode. Dus koper wordt verminderd. Bij de zilveren elektrode vindt een oxidatiereactie plaats en de vrijgekomen elektronen worden aan de elektron-deficiënte positieve pool van de batterij gegeven. Hieronder volgt de algehele reactie die plaatsvindt in een elektrolytische cel met koper- en zilverelektroden.
2Ag (s) + Cu 2+ (aq) ⇌ 2 Ag + (aq) + Cu (s)
Wat is een galvanische cel?
Galvanische of voltaïsche cellen slaan elektrische energie op. Batterijen zijn gemaakt van series galvanische cellen om een hogere spanning te produceren. De reacties bij de twee elektroden in galvanische cellen verlopen meestal spontaan. Wanneer de reacties plaatsvinden, gaat er een stroom elektronen van de anode naar de kathode via een externe geleider. Als de twee elektroden bijvoorbeeld zilver en koper zijn in een galvanische cel, is de zilverelektrode positief ten opzichte van de koperelektrode. De koperelektrode is de anode en ondergaat een oxidatiereactie en geeft elektronen vrij. Deze elektronen gaan via het externe circuit naar de zilveren kathode. Daarom ondergaat zilverkathode een reductiereactie. Een potentiaalverschil wordt gegenereerd tussen de twee elektroden die de elektronenstroom mogelijk maken. Hieronder volgt de spontane celreactie van de bovenstaande galvanische cel.
2 Ag + (aq) + Cu (s) ⇌ 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)
Wat is het verschil tussen elektrolytische cel en galvanische cel?
• Elektrolytische cellen hebben een externe elektrische energiebron nodig om te kunnen werken, maar galvanische cellen werken spontaan en geven een elektrische stroom af.
• In een elektrolytische cel is de stroomrichting tegengesteld aan die in de galvanische cellen.
• De reacties in de elektroden zijn in beide typen cellen omgekeerd. Dat is in een elektrolytische cel, de zilveren elektrode is de anode en de koperen elektrode is de kathode. In galvanische cellen is de koperen elektrode echter de anode en de zilveren elektrode de kathode.
• In een elektrochemische cel is de kathode positief en de anode negatief. In een elektrolytische cel is de kathode negatief en de anode positief.
• Voor de werking van elektrolytische cellen is een hogere spanning vereist dan voor de galvanische cellen.
