De beknopte weergave van een galvanische cel

De samenstelling van een galvanische cel kan op 1 lijn worden weergegeven. De scheiding tussen de twee halfcellen wordt hierbij voorgesteld door twee schuine strepen. Aan de linkerzijde wordt de anodische halfcel uitgeschreven, dit is de halfcel waar de oxidatie optreedt. Aan de rechterzijde wordt de katodische halfcel, de cel waar de reductie optreedt, genoteerd. Een enkele schuine streep wordt in de notatie gebruikt om de scheiding aan te geven tussen componenten in een verschillende aggregatietoestand. Componenten in dezelfde aggregatietoestand worden in de weergave gescheiden door een komma. Voor ionen in oplossing worden de concentraties tussen haakjes vermeld.

• Galvanische cel
• Uitgewerkte voorbeelden
• 1: Zn²⁺(1 mol/L) / Zn en Cu²⁺(1 mol/L) / Cu
• 2: H⁺(0.01 mol/L) / H₂ (1 atm) en Cl₂(1 atm) / Cl^-(0.2 mol/L)
• 3: Fe³⁺(0.02 mol/L) / Fe²⁺(0.03 mol/L) en Ce⁴⁺(0.25 mol/L) / Ce³⁺(0.1 mol/L)

Galvanische cel

Een galvanische cel is een elektriciteit leverend systeem waarbij twee redoxkoppels van elkaar worden gescheiden in twee aparte compartimenten en met elkaar worden verbonden door een geleidende draad en een zoutbrug. Beide compartimenten worden de halfcellen van de galvanische cel genoemd. Het redoxkoppel met de sterkste oxidator zal elektronen aantrekken en het koppel met de sterkste reductor zal elektronen afgeven. Er zullen dus spontaan elektronen vloeien van het component met de sterkste reductor naar het compartiment met de sterkste oxidator.

Stel twee redoxkoppels Ox₁/Red₁ en Ox₂/Red₂. Beide koppels worden gekenmerkt door een bepaalde normpotentiaal. Deze normpotentialen geven informatie over de relatieve oxidatorsterkte van ox₁ en ox₂ en over de relatieve reductorsterkte van red₁ en red₂. Indien E°(ox₁,red₁) > E°(ox₂,red₂), zal het eerste redoxkoppel de oxidator leveren en het tweede koppel de reductor.

Volgende halfreacties zullen optreden:

• Ox₁ + ne^- → Red₁
• Red₂ → Ox₂ + ne^-

Het eerste redoxkoppel vormt het oxiderend en het tweede koppel het reducerend systeem. Wanneer een galvanische cel volgens de beknopte weergave wordt voorgesteld, is het niet nodig om de normpotentialen van de betrokken koppels op te zoeken. Op basis van de weergave kan worden afgeleid welk koppel de oxidator en welk koppel de reductor levert. Het reducerend systeem wordt links en het oxiderend systeem wordt rechts genoteerd. Beiden worden van elkaar gescheiden door twee schuine strepen.

Uitgewerkte voorbeelden

1: Zn²⁺(1 mol/L) / Zn en Cu²⁺(1 mol/L) / Cu

• E°(Zn²⁺/Zn) = -0.763V → reducerend systeem
• E°(Cu²⁺/Cu) = 0.345V → oxiderend systeem

In de beknopte weergave zal het zink (Zn)-koppel dus links worden geschreven. Van elk koppel zal de gereduceerde vorm (Cu en Zn) aan de buitenkant worden geschreven en de geoxideerde vorm (Cu²⁺ en Zn²⁺) aan de binnenkant. Cu²⁺ en Zn²⁺ zijn ionen in oplossingen en Cu en Zn zijn vaste stoffen. Omdat de aggregatietoestand van de geoxideerde en de gereduceerde vorm voor beide koppels verschillend is, worden deze in de beknopte weergave van elkaar gescheiden door een schuine streep. De concentratie van de ionen wordt na het ion tussen haakjes weergegeven.

2: H⁺(0.01 mol/L) / H₂ (1 atm) en Cl₂(1 atm) / Cl^-(0.2 mol/L)

• E°(H⁺ / H₂) = 0.000 V → reducerend systeem
• E°(Cl₂ / Cl^-) = 1.358 V → oxiderend systeem

In de beknopte weergave zal het waterstof (H)-koppel links en het chloor (Cl)-koppel rechts worden geschreven. De geoxideerde vormen H⁺ en Cl₂ worden in het midden geschreven. Omdat Cl₂ een gas is, zal hiervan de dampdruk tussen haakjes worden vermeld. De gereduceerde vormen H₂ en Cl^- worden aan de buitenkant geschreven. Beide redoxkoppels zijn samengesteld uit een ion in oplossing en een gas welke zullen worden gescheiden door een schuine streep. Omdat er geen vaste stoffen betrokken zijn, dient elk compartiment een inerte elektrode te bevatten. Pt elektroden kunnen hiervoor worden gebruikt. Deze dienen ook in de beknopte weergave voor te komen en worden aan weerszijden aan de buitenkant geschreven.

3: Fe³⁺(0.02 mol/L) / Fe²⁺(0.03 mol/L) en Ce⁴⁺(0.25 mol/L) / Ce³⁺(0.1 mol/L)

• E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0.771V → reducerend systeem
• E°(Ce⁴⁺ / Ce³⁺) = 1.610V → oxiderend systeem

In de beknopte weergave zal het ijzer (Fe)-koppel aan de linkerkant en het cerium (Ce)-koppel aan de rechterkant staan. Van beide koppels zullen de geoxideerde vormen in het midden staan en de gereduceerde vormen aan de buitenkant. Omdat voor beide koppels alle stoffen in oplossing voorkomen en zich dus in dezelfde aggregatietoestanden bevinden, zullen de geoxideerde en de gereduceerde vormen hier van elkaar worden gescheiden door een komma. Ook hier zijn interte platina-elektroden nodig om de galvanische cel te vervolledigen.