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, een anode en een kathode. 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 die verband houden met het type elektrode. Koperelektroden worden bijvoorbeeld ondergedompeld in kopersulfaatoplossingen en zilverelektroden worden 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 breken, of met andere woorden, om een elektrolyse uit te voeren. Dus elektrolytische cellen hebben een externe bron van elektrische energie nodig om te kunnen werken. Als we bijvoorbeeld koper en zilver als de twee elektroden in de cel beschouwen, is zilver verbonden met de positieve pool van een externe energiebron (een batterij). Koper is verbonden met de negatieve pool. Omdat de negatieve terminal elektronenrijk is, stromen elektronen van de terminal naar de koperelektrode. Dus koper wordt gereduceerd. Bij de zilverelektrode vindt een oxidatiereactie plaats en de vrijgekomen elektronen worden aan de elektronenarme positieve pool van de batterij gegeven. Hieronder volgt de algemene reactie die plaatsvindt in een elektrolytische cel met koper- en zilverelektroden.
2Ag(s) + Cu2+(aq)⇌ 2 Ag+(aq) + Cu(s)
Wat is een galvanische cel?
Galvanische of voltaïsche cellen slaan elektrische energie op. Batterijen zijn gemaakt van reeksen galvanische cellen om een hogere spanning te produceren. De reacties op de twee elektroden in galvanische cellen hebben de neiging spontaan te verlopen. Wanneer de reacties plaatsvinden, is er een stroom van 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 af. Deze elektronen gaan via het externe circuit naar de zilverkathode. Vandaar dat de zilverkathode een reductiereactie ondergaat. Er wordt een potentiaalverschil gegenereerd tussen de twee elektroden die de elektronenstroom mogelijk maken. Hieronder volgt de spontane celreactie van de bovengenoemde galvanische cel.
2 Ag+(aq)+ Cu(s)⇌ 2Ag(s) + Cu2+(aq)
Wat is het verschil tussen een elektrolytische cel en een 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 elektrolysecel is de stroomrichting tegengesteld aan die in de galvanische cellen.
• De reacties in de elektroden zijn omgekeerd in beide celtypes. Dat is in een elektrolytische cel, de zilveren elektrode is de anode en de koperen elektrode is de kathode. In galvanische cellen is de koperelektrode 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 nodig dan de galvanische cellen.
