Galvanisk celle hører til elektrokjemi, men temaet overlapper med mange andre deler av kjemien. Det bygger på redoks, bruker halvreaksjoner, kobles til standard reduksjonspotensial, kan sammenlignes med elektrolyse og dukker opp i batterier, korrosjon og støkiometriske beregninger. Derfor er det vanlig å blande begrepene. Denne artikkelen viser hva galvanisk celle er, og hvordan temaet skiller seg fra beslektede temaer.
Å kunne sammenligne er viktig i Kjemi 2. Prøver og eksamen ber ofte ikke bare om definisjoner, men om forklaringer: «Gjør rede for», «sammenlign», «vurder» eller «forklar hvorfor». Da må du vite hvilke begreper som hører sammen, og hvilke som betyr forskjellige ting.
Du får bedre forståelse når galvanisk celle ikke leses som et isolert tema. Bruk gjerne /ressursbank/artikler/redoks/ for å repetere elektronoverføring, /ressursbank/artikler/oksidasjonstall/ for å trene på hvem som oksideres og reduseres, /ressursbank/artikler/standard-reduksjonspotensial/ for å lese celletabeller riktig, /ressursbank/artikler/elektrolyse/ for å sammenligne spontane og ikke-spontane prosesser, /ressursbank/artikler/stokiometri/ når du skal koble mol elektroner til stoffmengde, og /ressursbank/artikler/kjemi-2-eksamen/ når du vil se hvordan temaet kan brukes i eksamenssvar. Slike interne ifingo-lenker gjør at du bygger en helhetlig elektrokjemisk forståelse.
Galvanisk celle og redoks
Redoks er selve reaksjonstypen: elektroner overføres fra ett stoff til et annet. Galvanisk celle er et system som utnytter en spontan redoksreaksjon til å lage elektrisk energi. Du kan derfor si at alle galvaniske celler bygger på redoks, men ikke alle redoksreaksjoner er galvaniske celler.
Hvis sink legges direkte i en kobberioneløsning, kan redoksreaksjonen skje direkte. Da overføres elektroner uten at vi får nyttig elektrisk strøm i en ytre krets. Hvis vi deler reaksjonen i to halvceller og kobler dem med ledning og saltbro, får vi en galvanisk celle. Forskjellen ligger i organiseringen av reaksjonen.
Galvanisk celle og elektrolyse
Galvanisk celle og elektrolyse er nesten motsatte prosesser når det gjelder energi. I en galvanisk celle er reaksjonen spontan og frigir elektrisk energi. I elektrolyse må elektrisk energi tilføres for å drive en reaksjon som ellers ikke skjer spontant.
Likevel har de en viktig likhet: oksidasjon skjer alltid ved anoden, og reduksjon skjer alltid ved katoden. Det som skiller dem, er fortegn og energiretning. I en galvanisk celle er anoden negativ og katoden positiv. I en elektrolysecelle er anoden vanligvis positiv og katoden negativ fordi en ytre strømkilde presser elektronene i ønsket retning.