Elektrochemische cellen, ook wel galvanische cellen genoemd, zijn apparaten die de directe omzetting van de energie van chemische bindingen in elektrisch werk mogelijk maken. Ze bestaan uit twee elektroden, dit zijn metalen geleiders. Ze blijven constant in contact met een ionische geleider - een vloeibare of vaste elektrolyt. Een enkele elektrode met de omringende elektrolyt vormt een halve cel. Afhankelijk van de gebruikte analysemethode kunnen de elektroden een gemeenschappelijke elektrolyt hebben of zijn ondergedompeld in verschillende elektrolyten.
Dergelijke halfcellen worden dan verbonden met behulp van een elektrolytische sleutel. Het wordt gebruikt om de stroom van elektronen mogelijk te maken en zo elektrisch contact tussen de elektroden te behouden. Schematisch kan de opbouw van een galvanische cel als volgt worden beschreven: anode | anode-elektrolyt || kathode-elektrolyt | kathode In dergelijke notaties geven verticale lijnen fasegrenzen aan en dubbele lijnen geven de elektrolytische sleutel aan. Ook moet men letten op de volgorde waarin de reactanten worden genoteerd, altijd beginnend met de reductiereactie van links, gevolgd door de oxidatiereactie.
Energie in de cel
In galvanische cellen wordt energie opgewekt als gevolg van spontane chemische reacties. Een apparaat met een vergelijkbare toepassing, maar waarbij de reactie geforceerd wordt door een externe DC-bron toe te passen, is de elektrolyser. Zoals de naam al doet vermoeden, voert het de processen van elektrolyse uit. Alle beschikbare batterijen zijn galvanische cellen. Dit zijn droge cellen, kwikcellen, nikkel-cadmiumbatterijen, die worden gebruikt om elektrische apparaten van stroom te voorzien. Spontane reacties die erin plaatsvinden, vinden plaats door de introductie van geschikte stoffen in het productieproces.
De reacties aan de elektroden
Tijdens de werking van de cel vinden aan individuele elektroden oxidatie- en reductieprocessen plaats. De elektronen die bij de oxidatie vrijkomen, aanwezig in een enkele halve cel, stromen naar de andere halve cel, waar ze een reductiereactie veroorzaken. De elektrode waaraan de reductie plaatsvindt wordt de kathode genoemd, terwijl de anode de elektrode is waaraan de oxidatie plaatsvindt. Visueel heeft de anode altijd een minteken en elektronen van de anode stromen naar de kathode met een positief teken. Omdat de positieve lading overeenkomt met een hogere potentiaalwaarde, vertoont de kathode een hoger potentiaal dan de anode.
Halve cellen
Een halve cel kan uit ten minste twee fasen bestaan. Een daarvan, de elektrode, geleidt elektronen. De tweede is verantwoordelijk voor ionische geleidbaarheid en is aanwezig in de vorm van een elektrolyt in een oplossing of in een gesmolten toestand. Op de grens van deze fasen bevindt zich een specifieke rangschikking van elektronen, ionen en dipolen bepaald door elektrostatische interacties, soms ook gecombineerd met de adsorptie van ionen en dipoolmoleculen.
Type I halfcellen
Type I halfcellen omvatten alle meest voorkomende halfcellen, die worden gevormd door het inbrengen van een metalen elektrode in een zoutoplossing die kationen van hetzelfde metaal bevat. Voorbeelden van dergelijke systemen zijn: de zink-halfcel Zn 2+ |Zn en de koper-halfcel Cu 2+ |Cu. Dit type halfcellen staat ook bekend als kation-omkeerbaar, omdat de kation-gemedieerde reactie in evenwicht komt aan het elektrode-oppervlak. Gashalfcellen behoren tot type I halfcellen. In dergelijke systemen is het gas in evenwicht met zijn ionen in aanwezigheid van een metaal dat chemisch inert is. Zijn rol is om elektronen over te dragen zonder een reactant in de reactie te zijn. Het kan echter de katalysator zijn. Hiervoor wordt vaak platina gebruikt. Het belangrijkste voorbeeld van een gashalfcel is de waterstofhalfcel. Een stroom gasvormige waterstof gaat door een waterige oplossing die H + ionen bevat. De symbolische notatie van de halve cel is als volgt: Pt | H 2 (g) | H + (c) Dit is een belangrijke halfcel in een onderzoekscontext omdat aangenomen wordt dat zijn standaardpotentiaal gelijk is aan 0 V. Dit komt door de activiteit van waterstof en waterstofionen gelijk aan één. De waterstofelektrode wordt dus gebruikt als de standaard referentie-elektrode. De potentialen van andere halfcellen worden bepaald in relatie tot de potentiaal van de waterstofelektrode. Het is ook een kation omkeerbare elektrode. Daarentegen kunnen andere gasvormige elektroden een evenwicht met het anion tot stand brengen. Vandaar hun naam – anion omkeerbare elektroden. Dergelijke halfcellen zijn bijvoorbeeld: Cl 2 (g)|Cl – (c) 
Type II halfcellen
Het volgende type halfcellen heeft een structuur van metaal, die bedekt is met een poreuze laag van een slecht oplosbaar zout van dit metaal. Een dergelijk systeem wordt ondergedompeld in een oplossing van een zeer oplosbaar zout met hetzelfde anion als het slecht oplosbare zout. Dit schema wordt genoteerd als: metaal | slecht oplosbaar zout | gemeenschappelijk anion, bijv.: Ag | AgCl | Cl – Dit zijn gewone omkeerbare anionelektroden en hun potentiaal hangt af van de activiteit van deze ionen, in dit geval chloride. Vanwege het feit dat type II-elektroden worden gekenmerkt door reversibiliteit, duurzaamheid en constant potentiaal, worden ze vaak gebruikt als referentie-elektroden bij het meten van de potentialen van andere halfcellen. Twee daarvan worden het meest gebruikt voor dit doel – de reeds genoemde zilverchloride-elektrode en de calomel-elektrode gemaakt van kwik bedekt met calomel-pasta met een mengsel van kwik ondergedompeld in een oplossing die chloride-anionen bevat: Hg | Hg 2 Cl 2 | Cl –
Redox halfcellen
Ondanks de enigszins misleidende naam, aangezien alle halfcellen worden gekenmerkt door redoxreacties, is deze groep gereserveerd voor halfcellen waarin een chemisch inactief metaal (Pt, Au) is ondergedompeld in een oplossing die een stof bevat in zowel geoxideerde als gereduceerde vorm. . Een voorbeeld is de quinhydron-halfcel, gemaakt van een platina-elektrode ondergedompeld in een quinhydron-oplossing. Zo’n oplossing bevat hetzelfde aantal molen chinon en hydrochinon.
Cel typen
De eenvoudigste cellen bestaan uit halfcellen met dezelfde elektrolyt. Er zijn er echter ook waarin individuele halfcellen verschillende oplossingen bevatten. Een voorbeeld van zo’n cel is de Daniell-cel, welk schema als volgt kan worden genoteerd: Zn | Zn 2+ || Cu2 + | Cu De anode is gemaakt van een zinkelektrode ondergedompeld in een waterige oplossing van zinksulfaat, terwijl de anode een koperelektrode is ondergedompeld in een waterige oplossing van kopersulfaat . Beide halfcellen zijn met een elektrolytische sleutel verbonden en staan niet in direct contact met elkaar. Cellen kunnen worden onderverdeeld in chemische cellen en concentratiecellen. In chemische cellen is het spontane proces een oxidatie-reductiereactie, waarbij de energie van een chemische reactie wordt omgezet in elektrische energie. Concentratiecellen worden gekenmerkt door het gebruik van dezelfde elektroden en elektrolyten met verschillende concentraties. Nadat dergelijke halfcellen zijn kortgesloten, vindt er een spontaan proces plaats om de concentraties gelijk te maken. Het proces is de bron van elektrisch werk. Er zijn ook elektrodeconcentratiecellen waar gasvormige elektroden van elkaar verschillen in concentratie, bv. gasvormige elektroden die verschillen in gasdruk. Dit kunnen ook amalgaamelektroden zijn met verschillende amalgaamconcentraties.
