Elektrokemiska celler, även kända som galvaniska celler, är enheter som möjliggör direkt omvandling av energin från kemiska bindningar till elektriskt arbete. De består av två elektroder, som är metalliska ledare. De förblir i konstant kontakt med en jonledare - en flytande eller fast elektrolyt. En enda elektrod med den omgivande elektrolyten utgör en halvcell. Beroende på vilken analysmetod som används kan elektroderna ha en gemensam elektrolyt eller vara nedsänkta i olika elektrolyter.
Sådana halvceller ansluts sedan med hjälp av en elektrolytisk nyckel. Den används för att tillåta flödet av elektroner och därmed för att upprätthålla elektrisk kontakt mellan elektroderna. Schematiskt kan konstruktionen av en galvanisk cell beskrivas enligt följande: anod | anodelektrolyt || katodelektrolyt | katod I sådana notationer indikerar vertikala linjer fasgränser och dubbla linjer indikerar den elektrolytiska nyckeln. Man måste också vara uppmärksam på den ordning i vilken reaktanterna noteras, alltid börja med reduktionsreaktionen från vänster, sedan följt av oxidationsreaktionen.
Energi i cellen
I galvaniska celler alstras energi som ett resultat av spontana kemiska reaktioner. En anordning med liknande tillämpning, men där reaktionen tvingas fram genom att applicera en extern DC-källa, är elektrolysören. Som namnet antyder utför den elektrolysprocesserna. Alla tillgängliga batterier är galvaniska celler. Dessa är torra celler, kvicksilverceller, nickel-kadmium-batterier, som används för att driva elektriska apparater. Spontana reaktioner som äger rum inuti dem uppstår på grund av införandet av lämpliga ämnen i produktionsprocessen.
Reaktionerna vid elektroderna
Under driften av cellen sker oxidations- och reduktionsprocesser vid enskilda elektroder. Elektronerna som frigörs under oxidationen, som finns i en enda halvcell, strömmar mot den andra halvcellen, där de orsakar en reduktionsreaktion. Elektroden där reduktionen sker kallas katoden, medan anoden är den elektrod där oxidationen sker. Visuellt har anoden alltid ett minustecken, och elektroner från anoden strömmar till katoden med ett positivt tecken. Eftersom den positiva laddningen motsvarar ett högre potentialvärde visar katoden en högre potential än anoden.
Halvceller
En halvcell kan bestå av minst två faser. En av dem, elektroden, leder elektroner. Den andra är ansvarig för jonkonduktiviteten och är närvarande i form av en elektrolyt i en lösning eller i smält tillstånd. Vid gränsen för dessa faser finns ett specifikt arrangemang av elektroner, joner och dipoler som bestäms av elektrostatiska interaktioner, ibland också kombinerat med adsorption av joner och dipolmolekyler.
Typ I-halvceller
Typ I-halvceller inkluderar alla de vanligaste halvcellerna, som bildas som ett resultat av att en metallisk elektrod förs in i en saltlösning som innehåller katjoner av samma metall. Exempel på sådana system är: zinkhalvcellen Zn 2+ |Zn och kopparhalvcellen Cu 2+ |Cu. Denna typ av halvceller är också känd som katjonreversibla, eftersom den katjonförmedlade reaktionen kommer i jämvikt vid dess elektrodyta. Gashalvceller tillhör typ I-halvceller. I sådana system är gasen i jämvikt med sina joner i närvaro av en metall som är kemiskt inert. Dess roll är att överföra elektroner utan att vara en reaktant i reaktionen. Det kan dock vara dess katalysator. För detta ändamål används ofta platina. Det viktigaste exemplet på en gashalvcell är vätehalvcellen. En ström av gasformigt väte passerar genom en vattenlösning innehållande H + -joner. Den symboliska notationen för halvcellen är som följer: Pt | H2 (g) | H + (c) Detta är en viktig halvcell i forskningssammanhang eftersom dess standardpotential antas vara lika med 0 V. Detta beror på aktiviteten hos väte och vätejoner lika med ett. Således används väteelektroden som standardreferenselektrod. Potentialerna för andra halvceller bestäms i förhållande till väteelektrodens potential. Det är också en katjonreversibel elektrod. Däremot kan andra gasformiga elektroder upprätta en jämvikt med anjonen. Därav deras namn – anjonreversibla elektroder. Sådana halvceller inkluderar t.ex.: Cl2 (g)|Cl – (c) 
Typ II halvceller
Nästa typ av halvceller har en struktur som består av metall, som är täckt med ett poröst lager av ett svårlösligt salt av denna metall. Ett sådant system nedsänks i en lösning av ett mycket lösligt salt med samma anjon som det svårlösliga saltet. Detta schema noteras som: metall | svårlösligt salt | vanlig anjon, t.ex.: Ag | AgCl | Cl – Dessa är vanliga anjonreversibla elektroder och deras potential beror på aktiviteten hos dessa joner, i detta fall klorid. På grund av att typ II-elektroder kännetecknas av reversibilitet, hållbarhet och konstant potential, används de ofta som referenselektroder vid mätning av andra halvcellers potentialer. Två av dem används oftast för detta ändamål – den redan nämnda silverkloridelektroden och kalomelelektroden gjord av kvicksilver täckt med kalomelpasta med en blandning av kvicksilver nedsänkt i en lösning innehållande kloridanjoner: Hg | Hg 2 Cl 2 | Cl –
Redox halvceller
Trots det något missvisande namnet, eftersom alla halvceller kännetecknas av redoxreaktioner, är denna grupp reserverad för halvceller där en kemiskt inaktiv metall (Pt, Au) är nedsänkt i en lösning innehållande ett ämne i både oxiderad och reducerad form . Ett exempel är kinhydron-halvcellen, gjord av en platinaelektrod nedsänkt i en kinhydronlösning. En sådan lösning innehåller samma antal mol kinon och hydrokinon.
Celltyper
De enklaste cellerna består av halvceller med samma elektrolyt. Men det finns också de där enskilda halvceller innehåller olika lösningar. Ett exempel på en sådan cell är Daniell-cellen, vilket schema kan noteras enligt följande: Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu Anoden är gjord av en zinkelektrod nedsänkt i en vattenlösning av zinksulfat, medan anoden är en kopparelektrod nedsänkt i en vattenlösning av kopparsulfat . Båda halvcellerna är anslutna med en elektrolytisk nyckel och de är inte i direkt kontakt med varandra. Celler kan delas in i kemiska celler och koncentrationsceller. I kemiska celler är den spontana processen en oxidations-reduktionsreaktion, där energin från en kemisk reaktion omvandlas till elektrisk energi. Koncentrationsceller kännetecknas av användningen av samma elektroder och elektrolyter i olika koncentrationer. Efter att sådana halvceller har kortslutits sker en spontan process för att utjämna koncentrationerna. Processen är källan till elarbete. Det finns även elektrodkoncentrationsceller där gaselektroder skiljer sig i koncentration från varandra, t.ex. gasformiga elektroder som skiljer sig i gastryck. Dessa kan också vara amalgamelektroder med olika amalgamkoncentrationer.
