เซลล์กัลวานี

เซลล์กัลวานิก หรือ เซลล์วอลตา (Galvanic cell หรือ Voltaic cell) เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีที่ตั้งชื่อตาม ลุยจิ กัลวานี หรือ อาเลสซานโดร โวลตาตามลำดับ เซลล์นี้จะให้พลังงานไฟฟ้าจากปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นเองภายในเซลล์ โดยทั่วไปมันจะประกอบด้วยโลหะที่ต่างกันสองชนิดเชื่อมต่อกันด้วยสะพานเกลือ หรือสองครึ่งเซลล์ที่คั่นด้วยเยื่อที่มีรูพรุน
นายโวลตาเป็นผู้ประดิษฐ์เซลล์วางซ้อนโวลตาซึ่งเป็นแบตเตอรีไฟฟ้าตัวแรก ในการใช้งานทั่วไป คำว่า "แบตเตอรี" จะใช้กับเซลล์กัลวานีเดี่ยว แต่แบตเตอรีหนึ่งตัวมักประกอบด้วยเซลล์ขนาดเล็กหลายตัว
== ประวัติ ==
ในปี 1780 นายลุยจิ กัลวานี ค้นพบว่าเมื่อโลหะสองชนิดที่แตกต่างกัน (เช่นทองแดงและสังกะสี) ถูกนำมาแตะกับส่วนต่าง ๆ ของเส้นประสาทของขากบในเวลาเดียวกัน ขาของกบจะหดตัว เขาเรียกปรากฏการณ์นี้ว่า "ไฟฟ้าจากสัตว์" ต่อมานายแอเลสซานโดร โวลตา ได้ประดิษฐ์เซลล์โวลตาวางซ้อน (voltaic pile) ในปี 1800 มันประกอบด้วยหลายเซลล์ที่คล้ายกับเซลล์กัลวานีวางซ้อนกันเป็นชั้น อย่างไรก็ตาม โวลตาสร้างมันขึ้นมาทั้งหมดจากวัสดุที่ไม่ใช่ชีวภาพเพื่อที่จะท้าทายทฤษฎีไฟฟ้าจากสัตว์ของกัลวานี (และนักทดลองต่อมานาย Leopoldo Nobili) เพื่อตอบสนองกับความพอใจในทฤษฎีสัมผัสไฟฟ้าโลหะต่อโลหะของตัวเขาเอง นายคาร์โล Matteucci ได้เปลี่ยนมาสร้างแบตเตอรี่ที่ปราศจากวัสดุชีวภาพโดยสิ้นเชิงเพื่อสนองตอบต่อนายโวลตา การค้นพบเหล่านี้ปูทางไปสู่แบตเตอรี่ไฟฟ้าทั้งหลาย; เซลล์ของโวลตาเป็นชื่อในลำดับเหตุการณ์ที่สำคัญของ IEEE ในปี 1999
นาย Wilhelm König ได้แนะนำในปี 1940 ว่าวัตถุที่เรียกว่าแบตเตอรี่แบกแดดอาจเป็นตัวแทนของเทคโนโลยีเซลล์กัลวานีจากเมือง Parthia โบราณ แบบจำลองที่ถูกเติมเต็มด้วยกรดซิตริกหรือน้ำองุ่นเคยแสดงว่าสามารถผลิตแรงดันไฟฟ้าได้ แต่มันก็อยู่ไกลจากความแน่นอนที่ว่าแบบจำลองนี้เป็นวัตถุประสงค์เพื่อใช้เป็นแบตเตอรีในยุคนั้น นักวิชาการอื่นชี้ว่ามันจะคล้ายกันมากกับอ่างที่รู้จักกันว่าได้ถูกใช้สำหรับการจัดเก็บม้วนกระดาษทำจากหนังสัตว์(คำภีร์โบราณ)
== คำอธิบาย ==

ในรูปแบบที่ง่ายที่สุด ครึ่งเซลล์แรกจะประกอบด้วยโลหะแข็งชนิดหนึ่ง (เรียกว่าขั้วไฟฟ้า) ที่จุ่มอยู่ในสารละลายชนิดหนึ่งที่ประกอบด้วยไอออนบวก หรือแคตไอออน (cation) (พร่องอิเล็กตรอน) ของโลหะที่ทำเป็นขั้วไฟฟ้า อีกครึ่งเซลล์หนึ่งจะประกอบด้วยโลหะแข็งอีกชนิดหนึ่งทำเป็นขั้วไฟฟ้าที่จุ่มอยู่ในสารละลายอีกชนิดหนึ่งที่ประกอบด้วยไอออนลบ หรือแอนไอออน (anion) (อิเล็กตรอนเกิน) ของโลหะที่ทำเป็นขั้วไฟฟ้านั้นเช่นกัน ทั้งสองครึ่งเซลล์จะเชื่อมถึงกันเพื่อความสมดุลของประจุจากไอออนทั้งสองแบบ ในสาระสำคัญ ภายในครึ่งเซลล์แรกจะเกิดออกซิเดชัน (oxidation) ระหว่างขั้วไฟฟ้ากับสารละลาย ทำให้สายละลายพร่องอิเล็กตรอน โดยอิเล็กตรอนที่พร่องไปสะสมที่ขั้วไฟฟ้า ภายในครึ่งเซลล์หลังจะเกิดรีดักชัน (reduction) ระหว่างขั้วไฟฟ้ากับสารละลาย ทำให้สารละลายได้รับอิเล็กตรอนเพิ่ม ทำให้ขั้วไฟฟ้าพร่องอิเล็กตรอน (เรียกว่าโฮล) ดังนั้นเมื่อเชื่อมสองครึ่งเซลล์เข้าด้วยกันเป็นหนึ่งเซลล์สมบูรณ์ ปฏิกิริยาโดยรวมจึงเรียกว่าปฏิกิริยารีดอกซ์  เพื่อให้เกิดความสมดุลทางเคมี สภาวะที่สมดุลสามารถเขียนเป็นสัญลักษณ์ได้ดังต่อไปนี้ (เมื่อ "M" เป็นไอออนบวกของโลหะ ซึ่งหมายถึงอะตอมที่มีประจุไม่สมดุลเนื่องจากการ การสูญเสียของอิเล็กตรอน "n" ตัว)
Mn+ (สายพันธ์ที่ถูกออกซิไดส์) + ne−  M (สายพันธ์ที่ถูกรีดักชัน)
เซลล์กัลวานีประกอบด้วยสองครึ่งเซลล์ ขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หนึ่งจะประกอบด้วยโลหะ A และขั้วไฟฟ้าของอีกครึ่งเซลล์หนึ่งจะประกอบด้วยโลหะ B; ดังนั้นปฏิกิริยารีดอกซ์สำหรับสองครึ่งเซลล์แยกกันจะเป็นดังนี้:
An+ + ne−  A
Bm+ + me−  B
จากนั้นโดยทั่วไปสองโลหะเหล่านี้สามารถทำปฏิกิริยาต่อกันดังนี้ :
m A + n Bm+  n B + m An+
พูดอีกอย่างอะตอมโลหะของหนึ่งครึ่งเซลล์สามารถชักนำให้เกิดการรีดักชันของไอออนบวกโลหะของอีกหนึ่งครึ่งเซลล์; เมื่อระบุกลับกันไอออนบวกโลหะของหนึ่งครึ่งเซลล์สามารถออกซิไดซ์อะตอมโลหะของอีกหนึ่งครึ่งเซลล์ เมื่อโลหะ B มี อิเล็กโทรเนกาติวิตี (ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของธาตุต่าง ๆ ในโมเลกุลของสารประกอบที่ยึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ [พจนานุกรมศัพท์ สสวท.]) มากกว่าโลหะ A, ดังนั้นโลหะ B มีแนวโน้มที่จะขโมยอิเล็กตรอนจากโลหะ A (นั่นคือโลหะ B มีแนวโน้มที่จะออกซิไดซ์โลหะ A) ดังนั้นปฏิกิริยาจะพอใจที่จะเกิดในทิศทางเดียวตามสมการ:
m A + n Bm+ \rightarrow n B + m An+
ปฏิกิริยาระหว่างโลหะนี้สามารถควบคุมได้ในทางที่จะช่วยให้มีการทำงานที่เป็นประโยชน์ ต่อไปนี้
ขั้วไฟฟ้าทั้งสองจะเชื่อมต่อกับลวดโลหะเพื่อนำอิเล็กตรอนที่มีส่วนร่วมในการทำปฏิกิริยา
* ในหนึ่งครึ่งเซลล์ ไอออนบวกของโลหะ B ที่ถูกทำละลายจะรวมกับอิเล็กตรอนอิสระที่มีอยู่ที่จุดสัมผ้สระหว่างสารละลายและขั้วไฟฟ้าโลหะ B; ไอออนบวกเหล่านี้จึงกลายเป็นกลาง ทำให้พวกมันเกิดการตกตะกอนจากสารละลายไปสะสมกันบนขั้วไฟฟ้าโลหะ B กระบวนการนี้เรียกว่าการชุบ
* ปฏิกิริยารีดักชันนี้ทำให้เกิดโฮลอิสระสะสมบนขั้วไฟฟ้าโลหะ B อิเล็กตรอนอิสระบนขั้วไฟฟ้าโลหะ A จะถูกดึงผ่านเส้นลวดเข้าไปที่ขั้วไฟฟ้าโลหะ B ผลที่ตามมาก็คืออิเล็กตรอนจะถูกดึงออกจากบางอะตอมของขั้วไฟฟ้าโลหะ A, ราวกับว่าไอออนบวกของโลหะ B กำลังทำปฏิกิริยาโดยตรงกับพวกมัน; บรรดาอะตอมโลหะ A จะกลายเป็นไอออนบวกที่ละลายลงในสารละลายโดยรอบ
* ในขณะที่ปฏิกิริยานี้ดำเนินต่อไป ครึ่งเซลล์ที่มีขั้วไฟฟ้าโลหะ A จะพัฒนาสารละลายที่มีประจุบวก (เพราะไอออนบวกจากโลหะ A ละลายลงในนั้น) ในขณะที่อีกครึ่งเซลล์หนึ่งพัฒนาสารละลายที่มีประจุลบ (เพราะไอออนบวกจากโลหะ B ตกตะกอนหลุดออกจากมัน ปล่อยทิ้งไอออนลบไว้ข้างหลัง); ที่ไม่ได้เจือจางลงเลย การที่มีประจุไม่สมดุลนี้จะหยุดปฏิกิริยา
สารละลายทั้งสองด้านจะมีการเชื่อมต่อถึงกันด้วยสะพานเกลือหรือแผ่นที่มีรูพรุนเพื่อนำกระแสไอออน (ทั้งไอออนบวกโลหะ A จากสารละลายหนึ่ง, และไอออนลบจากอีกสารละลายหนึ่ง), ซึ่งจะทำให้เกิดสมดุลของประจุทั้งหลายของสารละลายทั้งสองด้าน และการสมดุลจะช่วยให้ปฏิกิริยาระหว่างโลหะ A และโลหะ B ดำเนินการต่อไปได้โดยปราศจากการต่อต้าน
คำนิยาม:
แอโนด (anode) เป็นขั้วไฟฟ้าที่เกิดออกซิเดชันกับสารละลายของมัน (สูญเสียอิเล็กตรอน); ในเซลล์กัลวานี แอโนดเป็นขั้วไฟฟ้าลบเนื่องจากเมื่อเกิดออกซิเดชัน สารละลายสูญเสียอิเล็กตรอนหลุดออกมาทิ้งไว้เกาะอยู่บนขั้วไฟฟ้า จากนั้นอิเล็กตรอนเหล่านี้ก็พร้อมที่จะโยกย้ายไปที่แคโทด (cathode) อย่างไรก็ตามในการแยกสลายด้วยไฟฟ้า (electrolysis) กระแสไฟฟ้าจะกระตุ้นให้อิเล็กตรอนไหลไปในทิศทางตรงกันข้าม ดังนั้น แอโนดจะเป็นขั้วบวก และคำกล่าวที่ว่า แอโนด ดึงดูด แอนไอออน จึงเป็นจริง (ไอออนประจุลบจะไหลไปยังแอโนด ในขณะที่อิเล็กตรอนถูกขับไล่ออกผ่านเส้นลวด) ขั้วไฟฟ้าโลหะ A เป็นแอโนด
แคโทด เป็นขั้วไฟฟ้าที่เกิดรีดักชันกับสารละลายของมัน (ได้รับอิเล็กตรอน); ในเซลล์กัลวานี แคโทดเป็นขั้วบวก เพราะสารละลายจะได้รับอิเล็กตรอนมากขึ้น อิเล็กตรอนเหล่านี้มาจากขั้วไฟฟ้าโลหะ B ทำให้ขั้วไฟฟ้าโลหะ B พร่องอิเล็กตรอน และก็มีแนวโน้มมากขึ้นสำหรับไอออนในน้ำสารละลายจะลดลงไปอีกจากอิเล็กตรอนที่เข้ามาจากแอโนด อย่างไรก็ตามในการแยกสลายด้วยไฟฟ้า แคโทดจะเป็นขั้วลบ และจะดึงดูดไอออนบวกจากสารละลาย ในสถานการณ์เช่นนี้คำกล่าวที่ว่า แคโทด ดึงดูด แคตไอออน จึงเป็นจริง (ไอออนโลหะที่มีประจุบวกและที่ถูกออกซิไดซ์จะไหลไปที่แคโทดในขณะที่อิเล็กตรอนเดินทางผ่านเส้นลวด) ขั้วไฟฟ้าโลหะ B เป็นแคโทด
ทองแดงพร้อมที่จะอ๊อกซิไดซ์สังกะสี; สำหรับเซลล์แดนีลล์ตามที่ปรากฏในรูป แอโนดเป็นสังกะสีและแคโทดเป็นทองแดง และแอนไอออนในสารละลายเป็นซัลเฟตของโลหะนั้นตามลำดับ เมื่ออุปกรณ์นำไฟฟ้าเชื่อมต่อเข้ากับขั้วไฟฟ้า ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมีคือ:
Zn +  →  + Cu
ขั้วไฟฟ้าสังกะสีจะละลายและทองแดงจะถูกสะสมบนขั้วไฟฟ้าทองแดง
เซลล์กัลวานีมักจะถูกใช้เป็นแหล่งที่มาของพลังงานไฟฟ้า โดยธรรมชาติของมัน มันจะผลิตไฟฟ้ากระแสตรง เซลล์เวสตันมีแอโนดที่ประกอบด้วยแคดเมียม ปรอท อมัลกัม และแคโทดที่ประกอบด้วยปรอทบริสุทธิ์ มีอิเล็กโทรไลต์เป็นสารละลายแคดเมียมซัลเฟต (อิ่มตัว) มี depolarizer เป็นซัลเฟตปรอท เมื่อสารละลายอิเล็กโทรไลต์อิ่มตัว แรงดันไฟฟ้าของเซลล์เป็นสิ่งที่สามารถผลิตขึ้นซ้ำได้เป็นอย่างดี ด้วยเหตุนี้ในปี 1911 มันเป็นถูกกำหนดให้เป็นมาตรฐานระหว่างประเทศสำหรับแรงดันไฟฟ้า
แบตเตอรี่หนึ่งตัวเป็นชุดของเซลล์กัลวานีหลายตัวที่มีการเชื่อมต่อกันในแบบคู่ขนาน ยกตัวอย่างเช่นแบตเตอรี่ตะกั่วกรดมีเซลล์กัลวานีหลายตัวที่มีแอโนดและแคโทดประกอบด้วยตะกั่วไดอ๊อกไซด์
== แรงดันไฟฟ้าของเซลล์ ==
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์หนึ่งจะถูกกำหนดโดยการใช้ตารางศักย์มาตรฐานสำหรับสองครึ่งเซลล์ที่เกี่ยวข้อง ขั้นตอนแรกคือการระบุโลหะสองชนิดที่ทำปฏิกิริยาในเซลล์ จากนั้นก็มองหาศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน E0 มีค่าเป็นโวลต์สำหรับแต่ละสองครึ่งปฏิกิริยา ศักย์มาตรฐานสำหรับเซลล์จะมีค่าเท่ากับค่า E0 เชิงบวกมากกว่า ลบด้วยค่า E0 เชิงลบมากกว่า
ยกตัวอย่างเช่นในรูปข้างบน สารละลายเป็น CuSO4 และ ZnSO4 สารละลายแต่ละตัวมีแถบโลหะที่สอดคล้องกัน และสะพานเกลือหรือแผ่นที่มีรูพรุนที่เชื่อมระหว่างสองสารละลายนั้นและช่วยให้ไอออน SO42− ไหลได้อย่างอิสระระหว่างสารละลายทองแดงและสังกะสี ในการคำนวณศักย์มาตรฐาน เราก็มองหาปฏิกิริยาครึ่งของทองแดงและสังกะสีและพบว่า:
Cu2+ + 2 e-  Cu: E0 = +0.34 V
Zn2+ + 2 e-  Zn: E0 = −0.76 V
ดังนั้นปฏิกิริยาโดยรวมคือ
Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+
ศักย์มาตรฐานสำหรับปฏิกิริยาจะเป็น +0.34 V - (-0.76 V) = 1.10 โวลต์ ขั้วของเซลล์จะถูกกำหนดดังต่อไปนี้ โลหะสังกะสีเป็นรีดักชันมากกว่าโลหะทองแดงอย่างยิ่ง; โดยเทียบเท่า ศักย์ (รีดักชั่น) มาตรฐานสำหรับสังกะสีเป็นลบมากกว่าของทองแดง ดังนั้นโลหะสังกะสีจะสูญเสียอิเล็กตรอนให้กับไอออนทองแดงและพัฒนาประจุไฟฟ้าในเชิงบวก ค่าคงที่สมดุล, K, สำหรับเซลล์จะถูกกำหนดให้โดย
\ln K= \frac{nFE^0}{RT}
เมื่อ F' คือค่าคงที่ฟาราเดย์ R คือค่าคงที่ก๊าซ และ T คืออุณหภูมิเคลวิน สำหรับเซลล์แดนีลล์ K เท่ากับประมาณ 1.5×1037 ดังนั้นที่จุดสมดุล, อิเล็กตรอนไม่กี่ตัวจะถูกถ่ายโอน เพียงพอที่จะทำให้ขั้วไฟฟ้าที่จะถูกประจุ
ศักย์ครึ่งเซลล์จริงจะต้องคำนวณโดยใช้สมการเนินส์เมื่อสารทำละลายไม่น่าจะอยู่ในสถานะมาตรฐานของมัน
E_{\text{half-cell}} = E^0 - \frac{RT}{nF}\ln_e Q 
เมื่อ Q เป็น ผลหารปฏิกิริยา (reaction quotient) สมการที่ง่ายกว่าจะเป็น
E_{\text{half-cell}} = E^0 - 2.303 \frac{RT}{nF} \log_{10} \{ M^{n+}\}
เมื่อ {Mn+} เป็นกิจกรรมทางเคมีของไอออนโลหะในสารละลาย ขั้วโลหะจะอยู่ในสถานะมาตรฐานของมันดังนั้นโดยคำนิยามมันจะมีกิจกรรมหน่วย ในทางปฏิบัติความเข้มข้นจะใช้แทนที่กิจกรรม ศักยภาพของเซลล์ทั้งหมดจะได้รับโดยการรวมศักยภาพสำหรับสองครึ่งเซลล์ ดังนั้นมันจึงขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของทั้งสองไอออนโลหะที่ละลายลงในน้ำ
ค่าของ 2.303R/F เป็น 0.19845×10−3 V/K ดังนั้นที่ 25 °C (298.15 K) ศักย์ครึ่งเซลล์จะเปลี่ยนเป็น {0.05918 V}/{n} ถ้าความเข้มข้นของไอออนโลหะมีการเพิ่มขึ้นหรือลดลงโดยปัจจัยของ 10
E_{\text{half-cell}}= E^0 - \frac{0.05918 V}{n} \log_{10} [ M^{n+}]
การคำนวณเหล่านี้จะมีพื้นฐานบนสมมติฐานที่ว่าปฏิกิริยาเคมีทั้งหมดอยู่ในภาวะสมดุล เมื่อมีกระแสไหลในวงจร สภาวะสมดุลจะไม่ประสบความสำเร็จและมีศักย์ของเซลล์มักจะลดลงตามกลไกต่างๆ เช่นการพัฒนาของศักย์เกิน นอกจากนี้เนื่องจากปฏิกิริยาเคมีจะเกิดขึ้นเมื่อเซลล์กำลังผลิตไฟฟ้า  ความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์จะเปลี่ยนและแรงดันไฟฟ้าของเซลล์จะลดลง ผลที่ตามมาของการพึ่งพาอุณหภูมิของศักย์มาตรฐานคือว่าแรงดันไฟฟ้าที่ผลิตขึ้นโดยเซลล์กัลวานีก็ขึนอยู่กับอุณหภูมิเช่นกัน
== การกัดกร่อนกัลวานี ==
บทความหลัก: Galvanic corrosion
การกัดกร่อนกัลวานีเป็นกระบวนการที่กัดกล่อนโลหะในทางไฟฟ้าเคมี
การกัดกร่อนนี้เกิดขึ้นเมื่อโลหะที่ไม่เหมือนกันสองชนิดถูกวางติดกันในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ เช่นน้ำเกลือ สร้างขึ้นเป็นเซลล์กัลวานี เซลล์ก็จะสามารถสร้างขึ้นได้เช่นกันถ้าโลหะเดียวกันถูกวางอยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์เข้มช้นสองชนิดแตกต่างกัน จากนั้นศักย์ไฟฟ้าเคมีที่เกิดขึ้นจะพัฒนาขึ้นเป็นกระแสไฟฟ้าที่ละลายวัสดุที่สำคัญน้อยกว่าโดยเป็นการละลายแบบไฟฟ้าเคมี
== ชนิดของเซลล์ ==
เซลล์ความเข้มข้น
เซลล์อิเล็กโทรไลต์
เซลล์ไฟฟ้าเคมี
แบตเตอรีมะนาว
เซลล์ความร้อนกัลวานี
==  ดูเพิ่ม ==
Biological cell voltage
Bio-nano generator
Desulfation
Electrode potential
Electrosynthesis
Isotope electrochemistry
Bioelectrochemical reactor
Enzymatic biofuel cell
Electrohydrogenesis
Electrochemical engineering
Galvanic series
Sacrificial anode
Cell notation
ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี
== อ้างอิง ==