Redigerer Elektromotorisk spenning (avsnitt)

===Kjemiske spenningskilder===
{{Hoved|Elektrokjemisk celle}}

[[File:Reaction path.JPG|thumb|En typisk reaksjonsprosess krever at reaksjonskomponenter krysser en energibarriere, går mot en mellomtilstand og til slutt dukker opp i et lavere energitilstand. Hvis ladningsseparasjon er involvert kan energiforskjellen resultere i en ems.<ref  name=Bergmann>{{cite book |title=Constituents of Matter: Atoms, Molecules, Nuclei, and Particles | author=Nikolaus Risch | chapter=Molecules - bonds and reactions | editor=L Bergmann | display-editors=etal | isbn=0-8493-1202-7  | year=2002 | publisher=CRC Press |url=}}</ref>]]

[[File:Galvanic cell labeled.svg|thumb|[[Galvanisk celle]] med en [[saltbro]] skaper en ems som driver en strøm gjennom en ekstern elektrisk krets.]]

Spørsmålet om hvordan batterier ([[galvanisk celle|galvanisk cell]]er) generere en ems er en sak som har opptatt forskere gjennom det meste av det 1800-tallet. «Opphavet til den elektromotoriske spenning» ble til slutt funnet av [[Walther Nernst]] til å være primært i grenseflatene mellom  [[elektrode]]ne og [[elektrolytt]]en.<ref name=cajori>{{cite book | title=A History of Physics in Its Elementary Branches: Including the Evolution of Physical Laboratories | author=Florian Cajori | publisher=The Macmillan Company | year=1899 | pages=[https://archive.org/details/ahistoryphysics02cajogoog/page/n229 218]–219 | url=https://archive.org/details/ahistoryphysics02cajogoog}}</ref>

[[Molekyl]]er er grupper av [[atom]]er som holdes sammen på grunn av [[kjemisk binding]]er. Disse bindingene består av elektriske krefter mellom elektroner (negative) og protoner (positive). Et molekyl er isolert sett en stabil enhet, men om forskjellige stoffer bringes sammen vil noen  molekyler være i stand til å stjele elektroner fra andre, noe som resulterer i ladningsseparasjon. Denne omfordeling av ladninger blir ledsaget av en endring av energien til systemet, og en rekonfigurering av atomene i molekylene.

Prosessen der elektroner opptas kalles "[[reduksjon]]" og tap av elektroner kalles "[[oksidasjon]]". Reaksjoner hvor slik utveksling av elektron oppstår (som er grunnlaget for batterier) kalles  [[redoksreaksjon]]er. I et batteri er det en elektrode bestående av et materiale som får elektroner fra det oppløste stoffet, mens den andre elektroden mister elektroner. Dette på grunn av grunnleggende molekylære egenskaper. Den samme oppførsel kan sees for seg selv i atomer, der  deres evne til å «stjele» elektroner blir referert til som deres [[Elektronegativitet]]en.{{efn|Konseptet elektronegativitet har blitt utvidet til å omfatte begrepet [[elektro utjevning]]. Forestillingen går ut på at når molekylene er brakt sammen vil elektronene omorganisere seg for å oppnå en likevekt der det ikke er noen netto krafter på dem.<ref>{{cite book | title=Advanced organic chemistry | author=Francis A. Carey, Richard J. Sundberg | isbn=0-387-68346-1 | edition=5 | year=2007 |publisher=Springer | page=[https://archive.org/details/advancedorganicc00care_636/page/n38 11] | url=https://archive.org/details/advancedorganicc00care_636}}</ref>}}

Som et eksempel består en [[Daniellcellen|Daniellcelle]] av en [[anode]] av [[sink]] (en elektronsamler) som oppløses i en [[sinksulfat]]oppløsning. Den oppløste sinken forlater sine elektroner i elektroden i henhold til oksidasjonsreaksjonen:

:<math>\mathrm{Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2  e ^- \ } </math>

der ''s'' betyr faste elektrode og ''aq'' betyr vannoppløsning. Sinksulfatet er en [[elektrolytt]], som er en løsning hvor komponentene består av [[ion]]er, i dette tilfellet sinkioner <math>\mathrm{Zn}_{} ^{2+}</math>, og sulfationer <math>\mathrm{SO}_4^{2-}\ </math>.

Ved [[katode]]n vil [[kobber]]ioner i en [[kobbersulfat]]elektrolytt adoptere elektroner fra elektroden ved reduksjonsreaksjonen:

:<math> \mathrm{Cu^{2+}_{(aq)} + 2 e^- \rightarrow Cu_{(s)}\ } </math>

og således dannes nøytraliserte kopperplater på elektroden.{{efn|En detaljert diskusjon om den mikroskopiske prosessen med elektronoverføring mellom en elektrode og ioner i en elektrolytt som kan finnes i Conway.<ref>{{cite book |title=Electrochemical supercapacitors |author=BE Conway |chapter=Energy factors in relation to electrode potential |page=37 |url= |year=1999 |publisher=Springer}}</ref>}}

Elektronene passerer gjennom den ytre kretsen (lyspæren i figuren), mens ionene passerer gjennom saltbroen for å opprettholde ladningsbalanse. I prosessen blir sinkanoden oppløst, mens kobberelektroden blir belagt med kobber.<ref name=Tilley>{{cite book | title=Understanding Solids |url=https://archive.org/details/understandingsol00till| page=[https://archive.org/details/understandingsol00till/page/n280 267] | author=R. J. D. Tilley | isbn=0-470-85275-5 | year=2004 | publisher=Wiley}}</ref> Hvis lyspæren fjernes (åpen krets) vil ems mellom elektrodene bli  motarbeidet av det elektriske feltet på grunn ladningsseparasjon, dermed vil reaksjonene stoppe.

Volta utviklet det galvaniske element i 1792 og presenterte sitt arbeid den 20. mars 1800.<ref name=Mottelay>{{cite book | title=Bibliographical History of Electricity and Magnetism | author=Paul Fleury Mottelay | page=247 | url= | isbn=1-4437-2844-6 | publisher=Read Books |year=2008 | edition=Reprint of 1892}}</ref> Volta identifisert korrekt rollen som ulike elektroder har for å produsere spenning, men avvist feilaktig at elektrolytten skulle ha noen rolle.<ref name=Kragh>{{cite journal |journal=Nuova Voltiana:Studies on Volta and his times | publisher=Università degli studi di Pavia | year=2000 | url= | title=Confusion and Controversy: Nineteenth-century theories of the voltaic pile | author=Helge Kragh}}</ref> Volta stilte opp  metallene i det som er blitt kjent som ''[[spenningsrekke]]n'' det vil si i en rekkefølge slik at et element i listen blir positiv når det er i kontakt med et element lavere ned på listen, men negativt ved kontakt med et som står foran det.<ref name=Cumming>{{cite book | title=An Introduction to the Theory of Electricity | author=Linnaus Cumming  | url= | page=118 | isbn=0-559-20742-5 |publisher=BiblioBazaar | year=2008 |edition=Reprint of 1885}}</ref>

[[Michael Faraday]] oppdaget rundt 1830 at reaksjonene på hver av de to elektrode- elektrolyttgrenseflatene i et batteri gir opphav til ems i et galvanisk element, det vil si at kjemiske reaksjoner drive strømmen.<ref name=cajori/>