Dwie cytryny i kawałek drutu – i możesz zasilić diodę LED. Żaden trik, żadna ukryta bateria. Czysta elektrochemia prosto z kuchni.

Co nam będzie potrzebne?

Jak wykonać doświadczenie?

Potocz cytryny po blacie, mocno dociskając – to “rozbija” komórki wewnątrz i ułatwia przepływ soku (elektrolitu). Wbij w każdą cytrynę gwóźdź cynkowy i wsuń z drugiej strony kawałek drutu miedzianego lub monetę – tak żeby oba metale nie stykały się ze sobą wewnątrz cytryny.

Połącz cytryny szeregowo: drut miedziany z pierwszej cytryny połącz krokodylkiem z gwoździem cynkowym drugiej. Drut miedziany z drugiej – z gwoździem cynkowym trzeciej. Na końcach zostają wolne: gwóźdź z pierwszej cytryny i drut miedziany z trzeciej. To są bieguny baterii.

Podłącz diodę LED do biegunów: dłuższa nóżka LED (anoda, plus) do drutu miedzianego, krótsza (katoda, minus) do gwoździa cynkowego. Jeśli dioda nie świeci – odwróć ją. Przy dobrze zmontowanym układzie powinna świecić słabo, ale wyraźnie w ciemności.

Masz baterię z cytryn! Zmierz napięcie multimetrem – każda cytryna daje ok. 0,7–1 V. Trzy szeregowo dają ok. 2–3 V.

Wyjaśnienie naukowe

Każda cytryna to ogniwo elektrochemiczne (galwaniczne). Działa dokładnie jak bateria alkaliczna, tylko z innymi materiałami.

W ogniwie elektrochemicznym potrzebne są trzy elementy:

  1. Dwa różne metale (elektrody) – tu: cynk (gwóźdź) i miedź (drut)
  2. Elektrolit – substancja przewodząca jony – tu: kwas cytrynowy w soku cytryny
  3. Połączenie elektryczne między elektrodami na zewnątrz ogniwa (drut/dioda)

Cynk jest bardziej reaktywny od miedzi – chętniej oddaje elektrony. Na elektrodzie cynkowej zachodzi utlenianie: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Atomy cynku przechodzą do roztworu jako jony, a elektrony zostają w drucie i płyną zewnętrznym obwodem do elektrody miedzianej.

Na elektrodzie miedzianej zachodzi redukcja: jony wodoru z kwasu cytrynowego pobierają elektrony i stają się gazem wodorowym H₂, lub jony Cu²⁺ osadzają się jako metaliczna miedź.

Napięcie jednego ogniwa zależy od różnicy reaktywności obu metali – tzw. potencjału elektrochemicznego. Para cynk-miedź daje ok. 1,1 V (w teorii), w praktyce nieco mniej z powodu strat wewnętrznych. Żeby zasilić diodę LED (potrzebuje ok. 2 V), musisz połączyć co najmniej dwie cytryny szeregowo.

Ziemniaki działają słabiej, bo skrobia jest gorszym elektrolitem niż kwas cytrynowy. Ale zasada jest identyczna.

Warianty

Różne metale – zamiast cynku i miedzi spróbuj: aluminium i miedź, żelazo i miedź, ołów i miedź. Każda para metali daje inne napięcie, zależne od ich miejsca w szeregu elektrochemicznym. Zmierz napięcie multimetrem i porównaj.

Różne elektrolity – zamiast cytryny użyj: octu, soli fizjologicznej, soku jabłkowego, Cola, wody z solą. Mierz napięcie i natężenie prądu. Kwasy i słone roztwory przewodzą najlepiej; czysta woda prawie wcale.

Większe ogniwo – wypełnij plastikowy pojemnik (np. stary tupperware) solanką i zanurz w nim większe elektrody z cynku i miedzi. Zmierz, jak zmienia się prąd w zależności od powierzchni elektrod i stężenia soli.

Często zadawane pytania

Czy cytryna “zużywa się” jak bateria? Tak – gwóźdź cynkowy stopniowo się rozpuszcza (atomy Zn przechodzą do roztworu), a kwas cytrynowy w cytrynie jest zużywany. W miarę jak cynk znika, a kwas jest neutralizowany, napięcie baterii spada. Typowa bateria cytrynowa wyczerpuje się po kilku do kilkunastu godzin.

Dlaczego dioda LED, a nie zwykła żarówka? Dioda LED zaświeci już przy bardzo małym natężeniu prądu (ok. 1–10 mA) i niskim napięciu (2–3 V). Zwykła żarówka potrzebuje setek miliamperów i co najmniej 4,5 V. Bateria cytrynowa daje napięcie odpowiednie dla LED, ale zbyt małe natężenie prądu dla żarówki – żarówka nie zapali się w ogóle.

Dlaczego cynk, a nie aluminium, żelazo lub stal? Cynk ma niski potencjał elektrochemiczny, co oznacza, że chętnie oddaje elektrony – to czyni go dobrą anodą. Aluminium jest jeszcze bardziej reaktywne od cynku (dałoby wyższe napięcie), ale tworzy warstwę tlenku na powierzchni, która izoluje metal i hamuje reakcję. Cynk reaguje bardziej niezawodnie i dlatego jest używany w większości baterii alkalicznych i cynkowo-węglowych.