Elementi galvanik

Nga Wikipedia, enciklopedia e lirë
Shko te: navigacion, kërko


Elementi Galvanik (rrjedhja e rymes elektrike, Batarite, Akumulatoret) Pjesa e veçantë e kimisë e cila studion proceset elektrokimike quhet elektrokimi ndërsa procese elektrokimike quhen proceset që shkaktohen nga veprimi i rrymës elektrike ose që shoqërohen me krijimin e rrymës elktrike.

Ç’është elementi galvanik?. Elementi galvanik paraqet një sistem tek i cili energjia kimike e reaksioneve të oksido-reduktimit transformohet në energji elektrike.

Si erdhi deri te formimi i elementit galvanik?. Shkencëtari italian Luigi Galvani kah fundi i shekullit 18 zbuloi rrymën elektrike gjatë një prove me këmbët e bretkosës. Rrastësisht me një grremç prej bakri i kapi këmbët e lagura të bretkosës të përforcuara në një rrethojë prej hekuri dhe vërejti se këmbët dridhen (mblidhen). Galvani ishte i sigurt se shtazët krijojnë elektricitet dhe se ai elektricitet ka shkaktuar tkurrjen e këmbëve. Formimin e “rrymës së Galvanit” në mënyrë të dretë e spjegoi Alessandro Volta. Ai e sqaroi se rryma është paraqitur për arsye dy metalet bakri dhe hekuri kanë ardhur në kontakt nëpërmjet elektrolitit-lagështisë në këmbët e bretkosës. Në bazë të këtyre vëzhgimeve Volta e ndërtoi baterinë e parë, të njohur si elementi i Voltës. Ajo ka qenë e përbërë nga një seri e pllakave të zinkut dhe të bakrit të ndara mes vete me pllaka kartoni të lagura me ujë të njelmët. Intensiteti i rrymës së asaj baterie është varur nga ajo se sa çifte të pllakave janë lidhur së bashku.

Prej çka përbëhet elementi galvanik ? Një element galvanik përbëhet nga: - Dy gota - Dy elektroda - Voltmetër - Urë elektrolitike

Nese gotat janë të mbushura me tretësirë elektrolitike. Nëpër gota janë zhytur pllaka që quhen elektroda të cilët ndërmjët veti lidhen me një përcjellës (tel prej bakri) ku në mes gjendet voltmetri. Që të formohet qarku i mbyllur elektrik tretësirat e gotave tretësirat i bashkojmë me ndihmën e një gypi në formë të shkronjës U, që e quajmë urë elektrolitike. Ura elektrolitike përmban tretësirë të NaNO3 me c=0.5 mol/dm3 dhe skajet e saj janë të mbyllura me pambuk. Në çastin e mbylljes së qarkut elektrik shigjeta e voltmetrit do të tregon një shmangie, d.t.th. tregon se krijohet rrymë elektrike. Rryma elektrike e krijuar ka kah të kundërt me lëvizjen e elektroneve. Gjatë zhvillimit të procesit elektrokimik në elementin e këtillë galvanik njëra pllakë do të harxhohet (do të tretet), ndërsa pllaka tjetër do të rrit masën e saj. Po kështu, te ky element galvanik rryma elektrike e krijuar në fillim, me kalimin e kohës, do të dobësohet dhe në një moment të caktuar do të ndërpritet.

Ç’farë procesesh ndodhin në elementin galvanik? Le të marim si shembull një element galvanic më të thjeshtë. Në dy gota kimike prej të cilave njëra është e mbushur me tretësirë të holluar të sulfatit të zinkut (ZnSO4) me C=0.1 mol/dm3, kurse tjetra me tretësirë të holluar të sulfatit të bakrit (II) (CuSO4) po kështu me C=0.1 mol/dm3. Në tretësirën e gotës së parë është zhytur një pllakë zinku kurse në tretësirën e gotës së dytë një pllakë bakri. Gotat lidhen me gypin në formë të shkronjës U në të cilën gjendet tretësirë e ndonjë elektroliti: nitratit të natriumit, sulfatit të kaliumit ose nitratit të amonit. Kjo urë elektrolitike mundëson përcjelljen e rrymës me ndihmën e joneve, ndërsa pengon përzierjen e elektroliteve nga gota e djathtë dhe e majtë. Nëse pllakae zinkut dhe e bakrit lidhen me tel nëpërmjet të një galvanometri, shigjeta do të lëviz që do të thotë se qarku elektrik mbyllet dhe në atë rrjedh rrymë.

Pse shigjeta e galvanometrit shmanget dhe rrjedh rryma elektrike? Kur pllaka metalike zhytet në tretësirën e joneve të tij, vendoset baraspesha dinamike ndërmjet joneve në tretësirë dhe atomeve të metalit. Gjatë vendosjes së baraspeshës oksidohet numër më i madh i atomeve të zinkut dhe kalojnë në tretësirë në formë të joneve Zn2+, prandaj në pllakën e zinkut mbeten më shumë elektrone se sa në pllakën e bakrit. Për këtë arsye, kur këto dy pllaka lidhen me tel elektronet lëvizin prej vendit ku ka më shumë, kah vendi ku ka më pak, që do të thotë prej pllakës së zinkut kah pllaka e bakrit. Me këtë rast prishet baraspesha e vendosur në elektrodat e veçanta, prandaj oksidohen atome të reja të zinkut duke lëshuar elektrone, ndërsa jonet e bakrit reduktohen në mënyrë që të zvogëlohet “teprica” e elektroneve që kanë ardhur në pllakën e bakrit. Qarku elektrik mbyllet nëpërmjet tretësirës dhe urës elektrolitike

Ç’farë procesesh ndodhin në elementin galvanik? Elektroda prej së cilës elektronet lirohen (nga pllaka e zinkut lirohen dy elektrone), pra ajo në të cilën zhvillohet procesi i oksidimit sipas reaksionit : Zn - 2e- -------- Zn2+. -quhet ANODË dhe në elementin galvanik është pol negativ. Elektroda e cila pranon elektrone (pllaka e bakrit pranon dy elektrone) dhe në të cilën zhvillohet procesi i reduktimit sipas reaksionit: Cu2+ - 2e- --------- Cu. -quhet KATODË dhe në elementin galvanik është pol pozitiv.

Në këto procese elektrokimike ndodhin pra reaksione të oksido-reduktimit, në të cilat qëndron edhe thelbi i funksionimit të elementit galvanik. Zinku, pra oksidohet, jonet e tij kalojnë në tretësirë dhe pllaka e zinkut tretet. Ndërkaq bakri reduktohet, jonet e tij kalojnë prej tretësire në pllakën e bakrit dhe si pasojë e kësaj rritet masa e pllakës së bakrit (pllaka e bakrit trshet).

Reaksionet redokse që i shënuam më parë quhen reaksione elektrodike, sepse këto ndodhin në elektroda të elementit galvanik. Këto reaksione ndodhin në gota të ndryshme dhe bashkërisht mund ti shënojmë me barazimin: Zn° + Cu2+ -------- Zn2+ + Cu° Barazimi i fundit tregon reaksionin e oksido-reduktimit që zhvillohet në elementin galvanik, që paraqet shumën e dy gjysmëreaksioneve elektrokimike.

Ç’ndodh me tepricën e ngarkesave elektrike të joneve në elementin galvanik? Si arrihet që tretësira të mbetet elektroasnjënëse në një proces elektrokimik?

Këtë e mundëson lëvizja e joneve në tretësirat e gotave 1 dhe 2. konkkretisht jonet sulfat lëvizin nëpër gypin në formë të shkronjës U prej enës 2, ku janë në tepricë drejt enës 1, ku ato mungojnë dhe në këtë mënyrë asnjënësohen ngarkesat elektrike të joneve.

Çdo element galvanik emërtohet dhe shënohet sipas rregullës së caktuar. Atë e bëjmë kështu: së pari shënohet pllakat (elektrodat) në sipërfaqen e të cilëve kryhen reaksionet elektrodike. Elektroda te e cila kryhet oksidimi quhet anodë, ndërsa elektroda në të cilën kryhet reduktimi quhet katodë. Elektrodat me tretësirat ku janë të zhytura përbëjnë një gjysëmelement galvanik, kurse elementi galvanik përbëhet prej dy gjysmëelementesh galvanike.

Rryma e cila rrjedh në elementin galvanik kur elektrodat lidhen mes vete, është pasojë e tendencës së njërës substancë që të oksidohet, ndërsa tjetrës që të reduktohet. Pikërisht kjo tendencë është masë për potencialin elektrodik. Ky potencial nuk mund të matet në mënyrë të drejtpërdrejtë por mund të matet vetëm ndryshimi i potencialit në mes të dy elektrodave të elementit. Kjo do të thotë se potencialet e elektrodave kanë vlera relative, të matura pranë ndonjë elektrode standarde të zgjedhur. Si elektrodë standarde përdoret e a.q.elektroda standarde e hidrogjenit. Potenciali i elektrodës standarde të hidrogjenit me marrëveshje është marrë zero në të gjitha temperaturat. Potenciali elektrodik standart E° i një metali është i barabartë me ndryshimin e potencialit që çaraqitet në elementin galvanik në të cilin elektroda tjetër është elektroda standarde e hidrogjenit.

Ndryshimi i potencialit mes dy elektrodave shpeshherë quhet si forcë elektromotore e elementit (FEM). Potenciali i elementit caktohet për gjendje standarde, që do të thotë se përqëndrimi sasior i të gjithë pjesëmarrësve në reaksion është 1 mol/dm3, ndërsa shtypja 100kPa. Nëse elektroda (potenciali elektrodik standart i së cilës përcaktohet) liron elektrone (është elektrodë negative), ndërsa elektroda e hidrogjenit pranon elektrone, potenciali elektrodik standart i përcaktuar shënohet me parashenjë negative. Dhe e kundërta, nëse elektroda (potenciali elektrodik standart i së cilës përcaktohet) pranon elektrone (është elektrodë pozitive) kurse elektroda e hidrogjenit liron elektrone, atëherë potenciali elektrodik standart shënohet me parashenjë pozitive. Në këtë mënyrë duke i krahasuar me elektrodën e hidrogjenit janë përcaktuar potencialet elektrodike standardepër të gjitha metalet. Sipas këtyre vlerave, metalet janë të radhitura në një tabelë të potencialeve elektrodike standarde të njohur me emrin si rendi elektrokimik i metaleve. Ndryshimi i potencialeve elektrodike të anodës dhe katodës jep ndryshimin e potencialit të elementit galvanik (EEL) Sa më e madhe të jetë vlera e dryshimit të potencialit të elementit galvanik, aq më e madhe do të jetë mundësia e zhvillimit të reaksionit kimik në element. Nga rendi potencial i metaleve shihet se prej hidrogjenit me E=0.00 V, duke shkuar lart rritet vlera negative e potencialit elektrodik standard të metaleve, ndërsa nën hidrogjenin rritet vlera pozitive e potencialit. Sa më e lartë që është vlera negative e potencialit elektrodik standard të metalit (Li, K, Ba, Ca, Na,....) aq më e theksuar është aftësia për lirimin e elektroneve (aftësia reduktuese) dhe formimi i joneve (Li+, K+, Ba2+....). këto janë metalet kimikisht më aktive dhe mjete reduktuese shumë të forta. Duke shkuar prej lart posht në rendin elektrokimik atomet e metaleve kanë aftësi më të vogël për të liruar elektrone, kimikisht janë më pak aktiv, përkatësisht janë mjete reduktuese më të dobëta. Të gjitha metalet që gjenden mbi hidrogjenin në rendin elektrokimik, mund t’a lirojnë (zhvendosin) atë nga tretësirat e acideve në formë të hidrogjenit të gaztë. Metalet që gjenden nën hidrogjenin në rendin elektrokimik të metaleve, nuk mund t’a zhvendosin hidrogjenin nga tretësirat e acideve të holluara (Cu, Ag, Hg,....) Poashtu çdo metal mund t’a zëvendësojë në tretësirë të kripës metalin e kripës, i cili gjendet nën të në rendin elektrokimik. Kështu psh. Zinku mund t’i zhvendos nga tretësirat e kripërave të tyre Fe, Sn, Pb,....etj., ndërsa atë mund t’a zhvendosin prej kripërave të tij metalet mbi të : Al, Mg, Na,.... etj.

LLOJET E ELEMENTEVE GALVANIKE

Zbulimi i elementeve galvanike si sistemet në të cilën energjia e reaksionet kimik shnërrohet në energji kimike i ka nxituar hulumtuesit që të tentojnë të konstruktijnë elemente të cilat do të shërbejnë si burim i rrymës elektrike për një kohë më të gjatë. Elementet e tilla duhet që të jenë të arsyeshëm nga aspekti ekonomik, ndërsa të përshtatshëm për nga konstrukti. Këto kërkesa sot i plotësojnë dy tipa të elementeve galvanike: bateritë ose elementet galvanike primare dhe akulumatorët ose elementet galvanike sekondare.


BATERITË-ELEMENTET GALVANIKE TË PAKTHYESHME ELEMENTI I LEKLANSHE-UT

Elementi i Leklansheut (Georges Leclanche) ndryshe quhet edhe bateria (elementi i thatë). Prej të gjitha elementeve galvanike të cilët në gjysmën e parë të shekullit XIX kanë qenë si burim i vetëm i rrymës elektrike ,sot në një formë pak më të ndryshuar përdoret vetëm elementi i Leklansheut. Poli negativ i lësaj baterie është gota prej legurës së zinkut e cila lëshon elektrone dhe tretet. Zn(s)+2e- --------- Zn2+ (oksidimi) Ndërkaq nëpër qarkun e jashtëm rryma rrjedh prej thuprës së grafitit e cila është poli pozitiv. Thupra e grafitit është elekterodë inerte, ndërsa është e rrethuar me përzierjen e oksidit të manganit (IV)dhe blozës (pluhur hekuri). Elektroliti është tretësira e klorurit të zinkut dhe klorurit të amonit me pak shtesë amidoni. Amidoni ka për qëllim që ta bëjë elektrolitin të parrjedhshëm (gel-pastë e dendur) e cila nuk rrjedh nga elementi galvanik. Prandaj elementi i Leklanshe-ut quhet bateri e thatë. Tensioni i elementit të pashkruar është 1.50 V(volt). Kur bateria e thatë harxhohet, ajo nuk mund të mbushet sërish, por hidhet si e papërdorshme. Gjatë harxhimit të baterisë së thatë legura e zinkut hollohet ndërsa përqëndrimi i klorurit të zinkut në elektrolit rritet. Kloruri i zinkut është përbërje shumë higroskopike, pra thith lagështinë nga ajri, prandaj elektroliti i baterisë së thatë qullet (laget).keshtu qe bateria nuk duhet përdorur shumë gjatë sepse elektroliti i cili rrjedh nga bateria mund t’a shkatërrojë aparaturën. Sot në përdorim janë edhe bateritë me mbështjellës kualitativ të cilët e bejne te pamundur kete lloj demtimi. AKUMULATORËT- ELEMENTET GALVANIKE TË KTHYESHME

Ekzistojnë edhe elemnte galvanike të cilat pasi të “shprazen”, mund përsëri të “mbushen” nëse lidhen me burim të rrymës njëkahëshe. Elementet e këtilla quhen akumulatorë. Vet emri tregon edhe përdorimin-akumulim të energjisë elektrike. Akumulator është vetëm ai element galvanik i kthyeshëm i cili mund të jep rrymë të mjaftueshme një kohë më të gjatë, e kjo do të thotë ai që ka kapacitet të mjaftueshëm. Kapaciteti është karakteristikë e çdo akumulatori, ndërsa zakonisht shprehet me amper porë, që në të vërtetë tregon sasinë e elektricitetit të cilin mund ta jep akumulatori.

Akumulatori i plumbit. Elektroda negative (katoda) është e ndërtuar prej plumbi shpuzor i cili është i shtypur në korniza të plumbit. Elektroda pozitive është rrjeta prej legurës së plumbit dhe antimonit, që është e mbushur me oksid plumbi (IV). Pllakat e akumulatorit të plumbit dallohen edhe për nga ngjyra e tyre, kështu pllaka negative ka ngjyrë të murrme, ndërsa ajo pozitive ka ngjyrë të kaltër. Elektrolit është acidi sulfurik me pjesëmarrje mase 33-39%. Te akumulatorët zhvillohen dy procese: a) Shprazja e akumulatorit b) Mbushja e akumulatorit

Gjatë shprazjes së akumulatorit nëpër elektroda zhvillohen këto procese: (-) katoda: (+) anoda: Proceset që zhvillohen në katodë janë: elektronet që çlirohen në katodën e akumulatorit shkojnë kah anoda. Në polin negativ kryhet oksidimi i Pb deri në Pb2+, kurse në polin pozitiv kryhet reduktimi i PbO2 deri në jone Pb2+. Barazimet tregojnë se gjatë zbrazjes së akumulatorit harxhohet H2SO4. kjo vërehet nga zvogëlimi i dendësisë së elektrolitit. Gjatë mbushjes së akumulatorit, përqëndrimi i H2SO4 rritet, që mund të vërehet nga rritja e dendësisë së elektrolitit. Nga që u tha më lartë përmes matjes së dendësisë së elektrolitit mund të konstatojmë se a është elektroliti i mbushur apo i zbrazur. Gjatë mbushjes së akumulatorit reaksionet zhvillohen në drejtim të kundërt. Kujdesi për akumulatorin Gjatë punës akumulatori mund t’i harxhojë tretësirat. Atëherë duhet shtuar vetëm ujë të distiluar, sepse acidi sulfurik është substancë që avullohet vështirë, prandaj nuk mund të humbet. Shtimi i ujit të rëndomtë, për shkak të papastërtive të ndryshme, mund t’i dëmtojë elektrodat dhe të shkaktojë vetëshprazjen e akumulatorit.

Nëse një akumulator nuk duam ta përdorim një kohë të gjatë është e nevojshme që atë së pari ta mbushim, e pastaj ta vëmë në ndonjë vend të sigurtë. Po qese akumulatori i zbrazët do të qëndronte një kohë më të gjatë, do të ndodhte procesi që quhet sulfatizimi i pllakave, me ç’rast kristale të imëta të PbSO4 , do të rikristalizohen në kristale më të mëdha, dhe këto tani nuk mund të reduktohen në Pb në pllakën negative, gjegjësisht nuk mund të oksidohen deri në PbO2 në pllakën pozitive. Megjithatë edhe akumulatorin që nuk e përdorim duhet ta mbushim në çdo 2-3 muaj, sepse zbrazet vetvetiu duke qëndruar. Që akumulatori të mos dëmtohet dhe nëse dëshirojmë ta përdorim sa më gjatë, duhet kujdesur për të, d.m.th. ai duhet gjithmonë të jetë mbushur. Por, është me rëndësi që akumulatori të mos mbusht tepër. Gjatë mbushjes së tepërt të akumulatorit bëhet elektroliza e ujit. Në fakt kjo nuk është shumë e rrezikshme. Mirëpo, meqë poli pozitiv i akumulatorit përbëhet prej rrjetës që përmban PbO2, mbushja e tepërt shkakton oksidimin e Pb në PbO2 dhe kështu rrrjeta e humb fortësinë (ngurtësinë) dhe poli pozitiv shpërbëhet. Kjo paraqet një shkaktar më të shpeshtë të shkatërrimit dhe prishjes së akumulatorit.

Përveç akumulatorit të plumbit, ekzistojnë edhe lloje tjera të akumulatorëve, për shembull, akumulatorët alkalin (nikel-kadmium) në të cilët anoda është prej kadmiumi, ndërsa katoda prej oksidit të nikelit (IV). Elektrolit është tretësira e hidroksidit të kaliumit. Akumulatorët e këtillë mund të prodhohen në dimensione të vogla, prandaj përdoren në bateritë e elektrokimia eshte shkenca e kimise qe meret me studimin e degeve te kimis me shnderimin e energjise kimike ne elektrike .