Chemie in de mobiel en in de laptop
Module nieuwe scheikunde voor 6vwo
Inhoud
Taak 1 Chemie en de nieuwe apparaten ... 3
Taak 2 De accu. ... 4
Taak 3 Opfrissen van concepten... 5
Taak 4 Elektriciteit. ... 8
Taak 5 Stroombronnen Wat gebeurt er in een batterij? ... 11
Taak 6 Gevers en nemers. ... 13
Taak 7 Halfreacties, halfcellen, zoutbrug. ... 14
Taak 8 Tabel 48 ... 18
Taak 9 Hoe laad je een batterij weer op?... 22
Taak 10 Brandstoffen en elektrische cellen ... 24
Taak 11 Hoe duurzaam is een batterij? ... 26
Taak 12 Afsluiting ... 27
Oxidatiegetal (behandeld in module “Modellen voor binding”) ... 28
PO elektrochemie ... 30
In deze module staat de volgende vraag centraal:
Hoe werkt een batterij?
Om deze vraag te kunnen beantwoorden moeten een aantal deelvragen beantwoord worden:
1 Wat doet een batterij precies?
2 Welke onderdelen zitten er in een batterij?
3 Wat voor reacties verlopen er in een batterij?
4 Hoe kan een batterij opgeladen worden?
5 Hoe komt het dat de ene batterij oplaadbaar is en de andere niet?
6 Hoe duurzaam zijn batterijen?
Taak 1 Chemie en de nieuwe apparaten
Mobieltjes, laptop, …
Geen nieuw product heeft ooit zo snel de markt veroverd als de mobiele telefoon.
Die ontwikkeling was alleen mogelijk dankzij nieuwe technieken; met name dunne en lichte beeldschermen en kleine lichte oplaadbare batterijen(accu’s) met een grote capaciteit.
Die dunne lichte beeldschermen zijn een toepassing van een heel bijzondere soort stoffen: vloeibare kristallen (Liquid crystal display) LCD. Samen met de nieuwe accu’s en slimme micro-elektronica zorgden deze schermpjes ervoor dat een klein dun apparaatje niet alleen kon dienen als telefoon, maar ook voor het binnenhalen,
bewaren versturen, bekijken, beluisteren van berichten teksten, foto’s, muziek, film, voor gps, internet….
Deze meneer toont trots de nieuwste
“mobieltjes” van Motorola in 1973, Het lichtste model: 800 gram.
Geen scherm, alleen knoppen.
Smartphone 2011 alleen scherm.
135 gram.
Waar zijn de knoppen, waar zit de accu?
Taak 2 De accu.
Accu is een afkorting van accumulator, letterlijk vertaald zoiets als “opstapelaar”, hier betekent het een opslagmedium voor elektrische energie. Met een accu wordt een oplaadbare stroombron bedoeld. De naam batterij gebruikt men voor zowel oplaadbare als niet oplaadbare stroombronnen
De oudere accu’s hadden namen als loodaccu, nikkel-cadmiumaccu, kwikcellen
De nieuwste heten lithium-ion-accu en lithium-polymeer-accu. En de accu van de toekomst moet de waterstofcel worden.
1. Maak aan de hand van het Periodiek Systeem aannemelijk dat de nieuwe accu’s veel lichter zijn dan de oude types.
Zaklampen Vroeger en nu.
Demo: Hoe werkt een batterij?
In het plaatje zijn twee citroenbatterijen in serie geschakeld.
Je kunt er dan wel een simpel klokje op laten lopen. (Weet je nog uit de natuurkunde dat dan de spanningen worden opgeteld?)
2. Maakt het wat uit hoe ver je de strips van elkaar zet?
Beschrijf je conclusie.
3. Maakt het wat uit hoe diep je ze in de vrucht duwt?
Beschrijf je conclusie.
De strips noemen we voortaan elektroden.
4. Probeer een verklaring te geven voor het verschijnsel.
Taak 3 Opfrissen van concepten
Energie:
Zonder energie valt er letterlijk niets te beleven. Veel energie is meestal leuker, spannender dan weinig energie.
Maar (veel) energie is ook gevaarlijk, bewegen is leuk, hard gaan is nog leuker zolang je nergens tegenaan botst.
Klimmen is leuk zolang je niet valt. Vuurwerk (boordevol chemische energie) is leuk, maar wel op afstand.
Wij zijn goed in staat om bewegingsenergie en hoogte-energie te herkennen, bij warmte en zeker bij chemische energie en elektrische energie is dat veel lastiger. We merken vaak pas dat een voorwerp heet is als we het al aangeraakt hebben.
5. Welke zintuigen gebruiken we om Bewegingsenergie vast te stellen?
Warmte-energie vast te stellen?
Hoogte-energie vast te stellen?
Accu’s zetten chemische energie om in elektriciteit, beter gezegd in elektrische Dat zijn twee energievormen waarvoor we niet gewaarschuwd worden door onze zintuigen. Voor elektriciteit hebben we spanning- en stroommeters. Voor chemische energie bestaan helemaal geen meters. Een glaasje water of een glaasje nitroglycerine ( springstof), geen verschil te zien. Wel als je schudt.
6. Hoe hebben we aan de hand van ons deeltjesmodel (moleculen/atomen) verklaard dat bij een chemische reactie er een energie-effect is, dat er energie kan vrijkomen of kan worden opgenomen?
7. Heeft een stevige stabiele stof als beton een hoge of een lage energie-inhoud?
8. Wat gebeurt er met de energie als door een reactie stoffen ontstaan met veel sterkere bindingen tussen de deeltjes?
9. Welke waarneming hoort bij zo een reactie?
We gebruiken energie bij alles wat we doen.
Daarbij gaat altijd een bepaalde vorm van energie ( chemische energie bv uit voedsel, uit fossiele brandstof) over in een of meer andere vormen van energie, warmte of beweging.
De totale hoeveelheid energie blijft daarbij onveranderd. Je kunt dus zeggen dat energie behouden is, nooit verloren kan gaan. Dat is echter maar de helft van de waarheid. De energie die ontstaat, is altijd minder bruikbaar dan de energie waarmee je begon. Hoe meer energie we gebruiken, des te meer hoogwaardige, goed bruikbare energie overgaat in laagwaardige, soms zelfs waardeloze energie. Tenslotte eindigt alle energie in onbruikbare lauwe warmte. We gebruiken dan zelfs energie om van die lauwe warmte af te komen (airco’s).
Chemische en elektrische energie zijn twee hoogwaardige vormen van energie.
Warmte-energie is maar ten dele om te zetten in andere energievormen. Lauwe warmte is helemaal onbruikbaar.
Maar zelfs de energie van zeer hete stoom die in stoomturbines wordt gebruikt voor elektriciteitsopwekking levert minder dan de helft aan elektrische energie
In een centrale wordt:
• brandstof verbrand
• met behulp van de verbrandingswarmte zeer hete stoom gemaakt,
• daarmee bewegingsenergie (stoomturbines) opgewekt
• en daarmee weer elektriciteit geproduceerd.
10. In welke stap van brandstof naar elektrische energie gaat ongeveer de helft van de energie “verloren”?
Energiecentrales produceren veel restwarmte.
11. Hoe kun je de restwarmte benutten? Ken je een toepassing?
12. Hoe groot schat jij het rendement bij de verbrandingsmotor in een bromfiets of auto?
Waaraan kun je merken dat het rendement niet heel hoog is?
We kunnen elektriciteit (elektrische energie) op verschillende manieren opwekken. Zie hieronder.
Wrijvingsenergie elektriciteit chemische energie elektriciteit bewegingelektriciteit
De belangrijkste daarvan is de dynamo: als je een spoel (opgerolde stroomdraad) ronddraait in een magneetveld, of omgekeerd, een magneet ronddraait in een spoel, ontstaat elektrische energie. De dynamo is heel veelzijdig, kan voor heel grote vermogens (denk aan elektriciteitscentrales) gebruikt worden maar ook voor heel kleine (denk aan fietsdynamo’s). Het rendement van een dynamo kan heel hoog zijn.
Als de energiebron voor de bewegingsenergie ook nog duurzaam is, zoals bij windmolens, heb je heel groene energie.
De meeste dynamo’s in elektriciteitscentrales worden echter nog aangedreven door kolengestookte stoomturbines.
Dat is geen groene stroom.
Als er geen stopcontact in de buurt is, ben je aangewezen op een batterij of accu. Batterijen waren lange tijd niet populair, ze waren zwaar, snel leeg en erg milieuonvriendelijk. Je gebruikte ze hooguit voor zaklantaarns. Als je batterijen niet op tijd verving gingen ze lekken en vernielden je apparaat. De vroegere batterijen bevatten vaak zeer giftige stoffen: zware metalen als kwik en cadmium. Lege batterijen werden tot voor kort gewoon weggegooid en zorgden voor veel overlast.
Wel werden in alle auto’s oplaadbare loodaccu’s gebruikt. Daar leek iedereen redelijk tevreden over.
13. Waarom zijn de nadelen van de batterijen minder/niet van toepassing op de accu?
Loodaccu’s werden al heel vroeg gerecycled waardoor de milieuschade door loodaccu’s meeviel.
14. Waarom worden loodaccu’s al ruim een halve eeuw gerecycled en batterijen pas sinds een jaar of tien?
Nu zijn accu’s en batterijen voor veel meer apparaten onmisbaar. Voor de nieuwste toepassingen worden bijna altijd oplaadbare batterijen/ accu’s toegepast. In die batterijen zitten geen zware metalen meer.
Het zou ideaal zijn als alle chemische energie die een batterij zit opgeslagen als elektrische energie zou vrijkomen. Dan zou het rendement van de batterij 100 % bedragen.
Alle batterijen worden warm als ze flink stroom moeten leveren. ‘
15. Leg uit dat hieruit volgt dat het rendement van batterijen géén 100 % bedraagt.
De batterijen van het nieuwste type, lithiumpolymeer (LIPO), kunnen veel energie leveren terwijl ze toch klein en licht zijn. Men zegt dat deze nieuwe batterijen een hoge energiedichtheid bezitten. Als al die energie te snel vrijkomt, kan een batterij oververhit raken of zelfs in brand vliegen.
16. Welke eenheid zou jij kiezen voor energiedichtheid?
Video: laptop-batterijen kortsluiten of beschadigen.
Op Youtube kun je filmpjes bekijken van meestal onverantwoorde “experimenten” met lipo accu’s.
17. Wat betekent “kortsluiten?
Op een batterij staat te lezen 1,2 V en 500 mAh
18. Leg uit wat met elk deze twee gegevens bedoeld wordt.
19. Bereken de energie die deze batterij volgens de fabrikant zou kunnen leveren.
Het energiemaatschappijen leveren elektrische energie voor de prijs van circa 20 cent per kilowattuur ( = 3600.000 joule).
20. Bereken wat de energie in de bovengenoemde batterij zou kosten als deze energie via het lichtnet geleverd zou zijn door het energiebedrijf.
Taak 4 Elektriciteit.
Macro
Voorwerpen kunnen een elektrisch lading krijgen. Er zijn twee soorten lading, we noemen ze positieve en negatieve lading. Ongeladen voorwerpen bevatten van beide soorten evenveel. Gelijk geladen voorwerpen stoten elkaar af, tegengesteld geladen voorwerpen trekken elkaar aan.
Er zijn materialen die lading laten stromen, geleiders (metalen, grafiet, opgeloste zouten). Als lading zich verplaatst door een geleider noemen we dat elektrische stroom.
Elektriciteit, preciezer elektrische stroom, is de veelzijdigste vorm van energie. Voor verwarming, verlichting, transport, communicatie, het aandrijven van machines, voor computers is elektriciteit heel geschikt, zo niet onmisbaar.
Hoeveel elektrische energie een stroombron levert hangt af van hoeveel stroom er loopt, hoe hoog de
spanning is, en hoe lang de stroom loopt. Je kunt met behulp van formules de grootheden in elkaar omrekenen:
Energie = U x I x t eenheid: joule (als t in seconden is opgegeven)
Het vermogen P van een stroombron, dat is de energie per seconde, bereken je uit P = E/ t = U x I.
Stroom is de lading die per seconde door de geleider stroomt: I = Q/ t Q is de aanduiding voor elektrische lading. De eenheid is Coulomb (C).
21. Vul nu de onderstaande tabel verder in.
Grootheid Eenheid Onderling verband
Energie, E Joule (J) E= U x I x t Spanning, U
Stroomsterkte, I Vermogen, P Tijd, t Lading, Q
Micro
Wat stroomt er door een stroomdraad?
De eerste onderzoekers ontdekten dat door elektrische stroom te maken had met lading die zich verplaatst. Bij stroom door een metaaldraad valt niets te zien, die draad wordt hooguit warm.
Sinds ruim een eeuw weten we dat door een stroomdraad elektronen stromen, negatief geladen deeltjes die voorkomen in alle atomen. Elektronen stromen vanwege hun lading van de negatieve pool naar de positieve pool.
Opgeloste elektrolyten (zouten of zuren opgelost in water) kunnen ook geleiden. We hebben gezien dat als je stroom door zulke oplossingen stuurde, er dingen gingen lopen, zowel richting plus pool als richting minpool.
We noemen die dingen ionen, positieve en negatieve ionen. Die ionen zorgen voor het vervoer van de lading van de ene pool naar de andere.
Ionen zijn geladen atomen of moleculen.
Een positief ion heeft een of meer elektronen tekort, een negatief ion heeft elektronen teveel.
In oplossingen van zouten en zuren komen vrije ionen voor.
Onthoud:
Bij stroom door een stroomdraad stromen negatieve elektronen.
Bij stroom door een elektrolyt stromen positieve en negatieve ionen.
Als je loodnitraatoplossing bij kaliumjodideoplossing giet, ontstaat een geel neerslag.
22. Leid uit tabel 45 af welke gele neerslag gevormd is. Geef naam, formule en de neerslagvergelijking.
In een gel van agar en water zijn naast elkaar drie gootjes uitgesneden. Het middelste gootje vult men met loodnitraatoplossing. De buitenste gootjes vult men met kaliumjodide oplossing.
Dan worden een pluspool en een minpool van een batterij aan weerskanten van de drie gootjes in de gel gestoken. Na enkele minuten ontstaan gele kristalletjes in de gel.
23. Teken de opstelling en leg uit waar volgens jou die gele kristalletjes zullen ontstaan.
(naar een proef uit de module “wat planten nodig hebben”)
De eerste batterij
De eerste succesvolle batterij werd gemaakt door Allessandro Volta rond 1800. Zie de foto hiernaast.
Hij stapelde zink en koperplaatjes op elkaar afgewisseld met in zout water gedrenkte viltjes. Hieronder zie een schematische tekening van de “Zuil van Volta” (Engels: de Voltaic pile)
Bijzonder aan Volta’s batterij was dat de batterij zo eenvoudig was én dat je de spanning van de batterij heel eenvoudig kon opvoeren door de stapel gewoon hoger te maken. Humphry Davy in Londen bouwde zo batterijen zo groot dat deze een hele kamer in beslag namen. Hij gebruikte die batterijen om natriumoxide en kaliumoxide te ontleden en zo voor het eerst de metalen natrium en kalium te bereiden.
Rond 1807 demonstreert Humphry Davy in de Royal Institution of London een elektrische lamp.
De stroom komt van een enorme batterij van Volta- elementen in de kelder.
Davy wist met die batterijen als eerste de elementen magnesium, calcium, strontium en barium te bereiden door middel van elektrolyse van de gesmolten zouten.
Opdracht: ‘De Zuil van Volta’
Maak zelf een zuil van Volta. Maak daarbij gebruik van twee verschillende metalen. We hebben de beschikking over zink, koper(muntjes), aluminiumfolie, nikkelfolie. Voor het elektrolyt kun je kiezen uit keukenzoutoplossing of verdund azijnzuur. Bij een cel met aluminium zou niet te sterk natronloog wonderen kunnen doen. Drenk filtreerpapier of schuimschijfjes in je elektrolyt en bouw je zuil.
Onderzoek tijdens het ‘stapelen’ de exacte relatie tussen het vermogen van de batterij en het aantal cellen dat je hebt gestapeld.
Schrijf een kort verslag (1 A4) met daarin een tabel en een grafiek waarin zowel spanning, stroomsterkte, interne weerstand als vermogen van de zuil uitgezet zijn tegen het aantal gestapelde cellen. Laat Excel zijn werk doen door tussen de meetpunten door de best passende vloeiende lijn te laten fitten (bereken).
Neem ook een schets op van één cel uit de zuil en geef aan waar de – en de +-pool zich bevinden.
Geef uiteindelijk in woorden je conclusie te aanzien van de onderzoeksvraag.
Taak 5 Stroombronnen
Wat gebeurt er in een batterij?
Door een metaaldraad stromen elektronen. De batterij zorgt ervoor dat die elektronen blijven stromen. De batterij werkt dus als een pomp, een elektronenpomp.
Elektronen zijn negatief geladen. Elektronen stromen door de draad weg van de negatieve pool naar de positieve pool.
Om die stroom op gang te houden moet de stroombron bij de minpool voortdurend elektronen de draad insturen (naar buiten pompen) en bij de pluspool juist elektronen uit de draad weghalen, opnemen (elektronen aanzuigen).
S t
r o
stroomkring met batterij
Antwoord op de vraag 1: Wat doet een batterij nou precies?
Macro:
Een batterij is een stroombron, kan elektrische stroom rondpompen.
Die stroom is een vorm van energie die door elektrische appraten wordt gebruikt.
Micro:
Door een metaaldraad kunnen elektronen stromen. De batterij zorgt ervoor dat die elektronen gaan stromen. De batterij werkt dus als een elektronenpomp.
Elektronen zijn negatief geladen deeltjes. Elektronen stromen door de draad weg van de negatieve pool naar de positieve pool.
Om die stroom op gang te houden moet de stroombron
• bij de minpool voortdurend elektronen de draad insturen (naar buiten pompen) en
• bij de pluspool juist elektronen uit de draad binnenhalen, opnemen (elektronen aanzuigen).
Demo
U-buis met zoutoplossing.
Elektroden koolstof, koper, magnesium Chloor-oplossing
Uit de proeven blijkt dat bv chloor (Cl2) de elektrode positief maakt.
We hadden vastgesteld dat bij een cel de positieve elektrode elektronen binnenhaalt.
Het element chloor komt in de natuur vrijwel alleen voor als Cl- ion (als deel van zout) en niet als Cl2
(chloormoleculen). Om van Cl2 over te gaan in Cl- moet chloor elektronen opnemen. Chloride ionen hebben vergeleken met chlooratomen immers een elektron extra. Dat kan verklaren waarom chloor de koperplaat positief maakte.
Cl2 + 2 e- → 2 Cl-
24. Hoe zou je deze verklaring kunnen toetsen? Kies:
• Cl2 aantonen
• Aantonen dat na de proef geen chloor meer aanwezig is
• Aantonen dat Cl- is ontstaan
…
25. Hoe verklaren we dat de magnesiumstrip een negatieve pool werd? Waardoor ontstond er een overschot aan elektronen? Leg uit met behulp van de onderstaande figuur.
Taak 6 Gevers en nemers.
Donoren en acceptoren, minmakers en plusmakers reductoren en oxidatoren.
We noemen een deeltje dat elektronen afgeeft of af kan geven een reductor.
We noemen een deeltje dat elektronen opneemt of op kan nemen een oxidator.
26. Deel de onderstaande deeltjes in: reductor of oxidator en geef de vergelijking voor de opname /afgifte.
Voor zuurstof is de rij al ingevuld als voorbeeld.
Probeer het zo veel mogelijk zonder te kijken in Tabel 48.
Naam Formule met
lading/
(oxidatiegetallen)
Oxidator of reductor?
Reactie
Zuurstof O(0)2 Oxidator O(0)2 + 4 e- → 2 O2- IJzer (Fe)
Koper(II)-ion
Zink
Waterstof(I) ion
Jodide-ion
IJzer(III)-ion
Sulfide-ion
Zilver(I)- ion
Koper
Broom (Br2)
Waterstof (H2)
IJzer(II)-ion
Taak 7 Halfreacties, halfcellen, zoutbrug.
De Daniellcel bestaat uit twee delen: een met een zinkelektrode in een zinksulfaat-oplossing en een koperelektrode in een kopersulfaatoplossing.
De koperelektrode werkt als pluspool. Daar worden dus elektronen uit de stroomkring binnengehaald. De verklaring is dat koper(II)ionen elektronen opnemen uit de koperelektrode.
Cu2+ + 2 e- → Cu koper(II)ionen werken als oxidator
Dit is nog maar de helft van het verhaal. Daarom noemt men dit een halfreactie, en dit deel van de opstelling een halfcel
In de andere helft werkt de zinkelektrode als minpool. Daar worden dus elektronen de stroomkring ingestuurd.
Hoe?
Verklaring: Zinkatomen uit de zinkplaat geven elektronen af. Die elektronen gaan de stroomkring in. De ontstane zink(II)ionen gaan de oplossing in.
Zn → Zn2+ + 2 e- zinkatomen werken als reductor.
Nu hebben we een reactie die elektronen opneemt (oxidator) en een reactie die elektronen levert de reductor.
We noemen de elektronenopname van door chloor en de elektronenafgifte door Mg halfreacties.
Halfreactie reductor: Zn → Zn2+(aq) + 2 e-
Halfreactie oxidator: Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s)
De totale reactie in de cel is Zn + Cu2+ (aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
27. Ga na dat deze vergelijking de som is van beide halfreacties en leg uit waarom de elektronen “verdwenen”
zijn.
28. Leg uit welke waarnemingen of metingen aan de Daniellcel ondersteuning kunnen geven voor dit model.
Denk aan kleurverandering van de oplossingen, veranderingen aan de elektroden….
Na stroomlevering blijkt de koperelektrode van een Daniellcel 0,020 gram zwaarder te zijn geworden en de zinkelektrode 0,021 gram lichter.
29. In welke molverhouding (portieverhouding) reageren koper en zink blijkbaar?
30. Hoe verklaar je dat de zinkelektrode meer massa is kwijtgeraakt dan dat de koperelektrode erbij heeft gekregen?
31. Hoe verklaar je dat de Daniellcel “opraakt”?
Waarvoor dient de zoutbrug?
Een natuurkundige redenering (macro) is dat een stroomkring gesloten moet zijn, er moet dus ook in de stroombron lading getransporteerd worden.
32. Welke rol vervullen de ionen die vrij kunnen bewegen in de zoutbrug tussen de plus- en de minpool?
Bij de Daniellcel verdwijnen koperionen uit de oplossing bij de pluspool.
Cu2+ (aq)+ 2 e- → Cu
Een gevolg van deze omzetting is dat de oplossing bij de positieve pool positieve ionen kwijtraakt en dus negatieve lading opbouwt.
Bij de minpool gaan zinkatomen uit de zinkplaat over in zink (II)ionen: Zn → Zn2+(aq) + 2 e-.
De oplossing aan deze kant (van de minpool) van de cel krijgt er positieve ionen bij. De oplossing bij de minpool bouwt positieve lading op.
Als er verder niets gebeurt, hoopt zich lading op rond elke pool en stokt de stroom vrijwel meteen.
Maar de Daniellcel bevat oplossingen met ionen die vrij kunnen bewegen. Die ionen kunnen het teveel aan minlading in de oplossing bij de pluspool (de koperelektrode) en het teveel aan pluslading in de oplossing bij de minpool ( de zinkelektrode) opheffen. Daardoor kunnen de halfreacties aan de elektroden doorgaan.
De vrije ionen in de zoutbrug voorkomen dus dat zich bij de polen lading ophoopt.
Elektrische stroom vindt altijd plaats in een “gesloten” stroomkring. In de stroombron zorgen vrije ionen voor het transport, buiten de stroombron stromen elektronen.
De elektroden dienen als havens, waar elektrische stroom overgaat van de ene vorm van ladingstransport overgaat in de andere vorm.
33. Leg nog eens uit dat zonder zoutbrug geen stroom kan lopen.
34. Wat bedoelt men met een lege batterij?
35. Wat raakt er op als een batterij leeg raakt? De lading, de elektronen, de reductor, de oxidator.. … 36. Probeer uit te leggen of een lege batterij lichter of zwaarder of even zwaar is als de volle of opgeladen
batterij.
In de oude zinkbatterijen werd zink gebruikt als reductor, elektrode én buitenwand.
37. Leg uit dat bij die batterijen veel kans op lekkage was als de batterij leeg begon te raken.
We kunnen nu contextvraag 2 beantwoorden:
Welke onderdelen zitten er in een batterij?
Voor een batterij hebben we
• een oxidator,
• een reductor,
• twee elektroden
• en een zoutbrug (elektrolyt) nodig.
Een reductor: een stof die van een elektrode een minpool maakt door elektronen af te geven.
Een oxidator : een stof die is van een elektrode een pluspool maakt door elektronen op te nemen.
Omdat de elektroden de elektronen moeten kunnen doorgeven, moeten elektroden geleiders zijn: metalen of koolstof . Men gebruikt vaak elektroden van koolstof of platina omdat die materialen niet aangetast worden.
De zoutbrug voert de ladingsoverschotten in de oplossingen bij de elektroden af. De zoutbrug bevat vrije ionen.
Opdracht: Soorten batterijen
Ieder groepje kiest twee wegwerpbatterijen en twee oplaadbare batterijen (zo min mogelijk overlap!)Zoek per batterij uit:
• Welke reactie(s) vindt(en) erin plaats?
• Welke stof of deeltje treedt op als oxidator en welke als reductor?
• Hoe worden de oxidator en de reductor van elkaar gescheiden?
• Wat dient als zoutbrug?
• Wat is het vermogen dat de batterij kan leveren?
• Waar wordt de batterij (vaak) voor gebruikt?
Presenteer de resultaten op een half A4 per batterij.
(zie bijvoorbeeld: http://www.powerstream.com/BatteryFAQ.html)
Wegwerpbatterijen 1 Leclanché Cells 2 Alkaline Cells 3 Mercury Oxide Cells 4 Zinc/Air Cells 5 Aluminum/Air Cells 6 Lithium Cells 7 Lithium Iron Primary 8 Magnesium-Copper Chloride Reserve
Oplaadbare batterijen 1 Lead–Acid Cells 2 Nickel/Hydrogen Cells 3 Nickel/Cadmium Cells 4 Nickel/Metal Hydride Cells 5 Sodium/Sulfur Cells 6 Nickel/Sodium Cells 7 Lithium Ion Cells
8 Manganese-Titanium (Lithium) Cells 9 Rechargeable Alkaline Manganese Cells
10 Nickel Zinc Cells 11 Iron Nickel Cells 12 Iron Air Cells 13 Iron Silver Cells
14 Redox (Liquid Electrode) Cells
Taak 8 Tabel 48
In tabel 48 staan oxidatoren en bijbehorende reductoren (redox-koppels) op volgorde van sterkte gerangschikt.
38. Leg uit waarom elke oxidator zijn eigen, geconjugeerde (gekoppelde) reductor heeft én omgekeerd.
Bovendien vind je in deze tabel weergegeven welke deeltjes verdwijnen en ontstaan bij die elektronenoverdracht.
Je kunt de elektronenoverdracht bij de halfreacties in tabel 48 onder meer aflezen uit de oxidatiegetallen. (Zie herhaal-tekst over oxidatiegetallen)
39. Welke oxidatiegetallen veranderen bij de volgende halfreactie? (de elektronen zijn weggelaten) O2 + 2 H2O …. …….. → 4 OH- ……….
40. Worden bij deze halfreactie elektronen opgenomen of afgegeven? Hoeveel elektronen?
41. Welke naam past bij zuurstof (in water): oxidator of reductor?
42. Leg uit waarom er 5 elektronen nodig zijn als een permanganaation overgaat in mangaan(II) ionen.
De volgorde en de standaard elektrodepotentiaal in tabel 48
43. Hoe was de relatie tussen de sterkte van het zuur en de sterkte van de base bij zuurbase koppels?
44. Leg uit dat Na+ een oxidator is en Na de bijbehorende (geconjugeerde) reductor.
Lees zorgvuldig de toelichting boven tabel 48 en bekijk de tekening.
Het rechtse bekerglas bevat een
“waterstofelektrode”.
Dat is een halfcel bestaande uit een platina elektrode waarlangs waterstofgas borrelt in een oplossing met [H+(aq)] =1 Molair.
Alle andere redoxkoppels worden vergeleken met deze waterstofelektrode.
(Zie tekening)
45. Probeer onder woorden te brengen hoe men tot de volgorde van de redoxkoppels is gekomen zoals die in tabel 48 is weergegeven.
46. Wat bedoelt men met “standaard”in standaardelektrodepotentiaal?
Als in de boven getekende opstelling aan de linkerkant een koperelektrode in een 1,00 M koper(II) oplossing staat kun je uit tabel 48 de spanning afleiden.
47. Leid af welke spanning de voltmeter in deze opstelling zou moeten aangeven (gebruik tabel 48).
Als je een zinkplaatje in een oplossing van koper(II)chloride of - sulfaat stopt, raakt de zinkplaat bedekt met een rode korst.
48. Verklaar het ontstaan van de rode korst.
49. Welke reactievergelijking geeft weer wat hier gebeurt?
50. Wat verwacht je dat gebeurt als je een koperstaaf in een zink(II)chloride-oplossing plaatst?
In tabel 48 staan oxidatoren en reductoren.
51. Welke “vuistregel” kun je opstellen voor het antwoord op de vraag of een oxidator uit tabel 48 en een reductor die ook in de tabel staat inderdaad met elkaar zullen reageren als ze daar de kans voor krijgen.
52. Zal een redoxreactie optreden als je chloorgas leidt door opgelost kaliumjodide?
53. Zal een reactie optreden als je een stukje magnesium in zoutzuur gooit?
54. Zal een reactie optreden als je een stukje koper in zoutzuur gooit?
Metalen zijn reductoren.
55. Maak een zin waarin je de edelheid van een metaal in verband brengt met de kwaliteit als reductor.
De edelheid van een metaal zegt ook iets over de sterkte als oxidator van de ionen van dat metaal. Neem als voorbeeld goud en goud(III)ionen en aluminium en aluminium(III)ionen.
56. Is goud(III) een betere oxidator dan aluminium(III)?
57. Geef antwoord met argumenten op de volgende vragen:
Hoe goed is natrium(I) als oxidator vergeleken met zilver(I)?
Hoe goed is natrium is als reductor vergeleken met zilver?
58. Welke waarde zal de voltmeter hier aangeven? Geef ook plus en minpool aan.
Antwoord vraag 3: Wat voor reacties verlopen in een batterij?
In een batterij verlopen twee halfreacties:
• aan de pluspool neemt een oxidator elektronen op
• aan de minpool geeft een reductor elektronen af halfreactie reductor: reductor eind-deeltjes + … e - halfreactie oxidator: oxidator + … e- eind-deeltjes
59. Welke redoxreactie treedt op
a. Als je zwaveldioxidegas door joodwater laat borrelen? (joodwater is jood (I2) opgelost in water) b. Als je een stukje zink in verdund zwavelzuur gooit ontstaat een kleurloos gas en het zink verdwijnt.
c. Een stukje koper in verdund zwavelzuur blijft onaangetast en er ontstaat ook geen gas.
d. Een stukje koper in verdund salpeterzuur verdwijnt wel en nu ontstaat er een bruin gas.
60. Leid met behulp van tabel 48 af welke reactie plaatsvindt tussen zink en verdund zwavelzuur en stel de reactievergelijking op.
61. Leg aan de hand van tabel 48 uit waarom koper onaangetast blijft in verdund zwavelzuur.
62. Leid met behulp van tabel 48 af welke reactie plaatsvindt tussen koper en verdund salpeterzuur en stel de reactievergelijking op.
Opdracht: Welke spanning?
Doel : Bepaling van de spanning tussen twee halfcellen.
Elke cel bevat een metaal als elektrode en een oplossing van het betreffende metaalion.
Opdracht 1
Voorspel welke reacties zullen verlopen en vul de tabel in. Schrijf de halfreacties en totaalreactie op van de reacties die verlopen.
Opdracht 2
Voorspel welke spanning het hoogst zal zijn.
Middels een experiment kun je nagaan of de voorspelde spanningen ook optreden.
63. Bedenk en teken een opstelling waarmee je de spanningen kunt meten . ( eventueel metingen uitvoeren) Ag/Ag+ Cu/Cu2+ Pb/Pb2+ Sn/Sn2+ Fe/Fe2+ Zn/Zn2+
Ag/Ag+ x
Cu/Cu2+ x x
Pb/Pb2+ x x x
Sn/Sn2+ x x x x
Fe/Fe2+ x x x x x
Zn/Zn2+ x x x x x x
Elektrodepotentiaal (Tabel 48)
De elektrodepotentiaal van een reductor/ oxidator is een maat voor hoe goed de oxidator of reductor is uit dat koppel. Een hoge elektrode potentiaal wijst op een sterke oxidator en onvermijdelijk een zwakke reductor.
Immers hoe sterker de oxidator is in zo een koppel des te positiever kan de elektrode wordt. De
standaardelektrodepotentiaal van een redoxkoppel is gedefinieerd als de spanning die optreedt als een halfcel, onder standaardomstandigheden (zuivere stoffen, 1 molair oplossingen, druk 1 Bar) wordt verbonden met de standaardwaterstofelektrode.
Als je een cel bouwt uit twee redoxkoppels kun je uit het verschil in de standaardelektrodepotentialen van de twee koppels een redelijke aanzijzing vinden voor de te verwachten celspanning.
Door de redoxkoppels in tabel 48 te sorteren op standaardelektrodepotentiaal ontstaat ook een volgorde op oxidator- en reductorsterkte. Daarmee kun je ook voorspellen of een reactie tussen een oxidator en een reductor (waarschijnlijk) wel of juist niet zal verlopen.
Tabel 48 heeft veel te bieden!
64. Voorspel of chloorwater ( Cl2 in water) zal reageren met kaliumjodideoplossing óf dat jood-water ( I2 in water) zal reageren met kaliumchloride oplossing.
65. Welke celspanning verwacht je voor de een cel die bestaat uit de twee koppels Pb/ PbSO4 en PbSO4 /PbO2 (de lood-zwavelzuur cel , autoaccu)
De celspanning zegt iets over de hoeveelheid energie € die die de cel levert Immers E = U x I x t .
Bij het rekenen aan de hoeveelheid lading Q die een cel kan rondpompen ( Q= I x t ) moet je weten dat één mol elektronen een lading vertegenwoordigen van 96485 Coulomb. Die 96485 Coulomb per mol wordt de
constante van Faraday genoemd.
66. Probeer met behulp van de lading van een elektron ( tabel 7) de constante van Faraday af te leiden( = het aantal coulomb lading van een mol elementair ladingen)
Taak 9 Hoe laad je een batterij weer op?
Batterijen worden opgeladen door de reakties die in de cel verlopen zijn tijdens de stroomlevering de andere kant op te laten verlopen waardoor de oorspronkelijke stoffen weer teruggevormd worden. Daarvoor is een stroombron nodig die sterker is dan de cel zelf ( een hogere spanning kan leveren). Die stroombron dwingt dan de elektronenstroom en ook de reacties de andere kant op.
Een elektrolyse is een door een stroombron ‘geforceerde’ redoxreactie.
Daarmee wordt bedoeld dat nu de stroombron (en niet de halfreacties aan de elektrodes!) de plus- en minpool bepaalt.
De stroombron stuwt de elektronen naar de min(-) elektrode waar ze worden opgenomen door een oxidator en onttrekt ze aan de plus(+) elektrode waar ze worden afgegeven door een reductor. Steeds reageert de sterkste reductor en de sterkste oxidator.
Bijvoorbeeld: we gaan een koperbromide-oplossing elektrolyseren met Pt-elektroden.
Aanwezig zijn: Cu2+, Br– en H2O (vergeet H2O niet, zeker bij elektrolyse!) Cu2+ is de sterkste Ox en Br– de sterkste Red:
Cu2++ 2 e– Cu (min elektrode!) 2Br-Br2+2e- (plus elektrode)
In principe gaat het opstellen van een elektrolysereactie hetzelfde als een ‘gewone’ redoxreactie. Je hoeft echter geen rekening te houden met ‘linksboven rechtsonder’. Bovendien moet je altijd water meenemen bij de beoordeling welke oxidator en welke reductor het sterkste is.
67. Geef aan waarom er geen rekening meer met ‘linksboven rechtsonder’ hoeft te worden gehouden bij elektrolyse.
We kunnen nu contextvraag 4 beantwoorden:
Hoe kan een batterij opgeladen worden?
Bij het opladen pompt een andere stroombron de stroom in tegengestelde richting door de batterij.
Als daardoor de reacties omkeren en de stoffen in de oorspronkelijke toestand én op de oorspronkelijke plaats terugkeren wordt de cel opgeladen.
http://www.cienciateca.com/stslibat.html
Lithium-ionaccu.
De litium-ionaccu is bijzonder omdat de accu een hoge spanning van 3,7 Volt levert en heel licht is. Een ander kenmerk van de litium-ion accu is dat er gen water in voorkomt maar een ander soort oplosmiddel voor de elektrolyt.
Bij het stroom leveren stromen litium- ionen naar rechts en laten links hun elektron achter in de linkse elektrode.
Rechts nemen ze een elektron op.
Bij het opladen gaat alles omgekeerd.
Zie de animatie op
http://www.cienciateca.com/stslibat.html
• Wat betekenen hier charge en discharge
• Waardoor is een lithium accu zo licht, veel lichter dan bv een loodaccu?
Bij het opnieuw opladen moeten de reactieproducten aan de elektrodes worden omgezet in de beginstoffen.
Dat kan alleen als de betrokken deeltjes nog steeds bij die elektrode aanwezig zijn. Dat lukt vaak niet als er vrije ionen ontstaan of zelfs gassen. In die gevallen is de batterij niet-oplaadbaar. Ook mogen er bij het opladen aan de elektroden geen andere deeltjes reageren. Als er vocht (water) in de batterij aanwezig is (elektrolyt), ontstaat bij opladen gemakkelijk waterstofgas aan de negatieve pool. Om zulke ongewenste reacties te vermijden moet bij oplaadbare batterijen de oplaadspanning zo laag mogelijk blijven.
We beantwoorden nu contextvraag 5:
Hoe komt het dat de ene batterij oplaadbaar is en de andere niet? Bij niet-oplaadbare batterijen treden bij het omkeren van de stroom andere reacties op waardoor de batterij niet in zijn oorspronkelijke toestand terecht komt (kapot gaat).
68. Waarom zou je de oplaadspanning niet nog lager kunnen kiezen?
69. Leg aan de hand van de reactievergelijkingen in een loodloodaccu uit welke factoren ertoe bijdragen dat de loodaccu wel goed oplaadbaar is.
Li-ion-cel leveren een hoge spanning en moet dan ook opgeladen worden bij een spanning van bijna 4 Volt. Als
Taak 10 Brandstoffen en elektrische cellen
De waterstofcel
Bij de verbranding van waterstofgas ontstaat water: 2 H2 + O2 → 2 H2O
Water is een moleculaire stof, er zijn dus geen ionen, alle atomen ongeladen, geen veranderde ladingen en dus geen elektronenoverdracht.
71. Leg uit dat de veranderende oxidatiegetallen bij deze reactie wel een aanwijzing bieden voor elektronenoverdracht.
Er bestaat er een stroombron gebaseerd op de verbranding van waterstof. Meestal wordt deze elektrische cel de waterstofcel of waterstof-brandstofcel genoemd (Engels: hydrogen fuelcel). Veel wetenschappers gaan ervan uit dat de waterstofcel wel eens de belangrijkste groene stroombron kan worden.
72. Wat is er groen aan deze stroombron?
In een waterstofcel leidt men waterstofgas langs een speciale elektrode. Deze elektrode neemt elektronen op van waterstofmoleculen en wordt zo de minpool die elektronen de stroomdraad inpompt. De H+ ionen die ontstaan worden afgevoerd door een speciale elektrolyt.
Langs de andere elektrode stroomt zuurstofgas (meestal lucht). Daar nemen de zuurstofmoleculen elektronen op uit de elektrode en maken zo van deze elektrode de pluspool (er worden elektronen uit de stroomdraad binnengehaald). Daarbij ontstaan O2- ionen. Doordat de H+ ionen via die speciale elektrolyt (die alleen waterstofionen doorlaat) naar de O2- ionen kunnen stromen, ontstaat bij de pluspool het eindproduct water.
De totaalreactie is De halfreacties:
Red: H2 → 2 H+ + 2 e- Ox: O2 + 4 e- → 2 O2-
Totaalreactie: 2 H2 + O2 → 2 H2O (omdat 2 H+ + O2- → H2O )
Er wordt hard gewerkt om de waterstofcel te verbeteren en vooral om deze cel goedkoper te maken. Een nog niet opgelost probleem is dat waterstof een gas heeft dat onder normale omstandigheden een heel lage dichtheid heeft. Er zouden hele grote gashouders nodig zijn tenzij men manieren vindt om de dichtheid van de waterstof te vergroten.
73. Op welke manieren probeert men dit probleem op te lossen?
Methanolbrandstofcel
Men is al heel ver met de ontwikkeling van een andere brandstofcel die vloeibare methanol gebruikt als brandstof.
De halfreacties van de methanolbrandstofcel:
Red CH3OH + H2O → CO2 + 6H+ + 6e- Ox O2 + 4e- → 2O2-
74. Leg uit dat je de totaalreactie kunt schrijven als 4 CH3OH + 3O2 → 4 CO2 + 8 H2O
Camper met methanol-brandstofcel als elektriciteitsvoorziening
Met een gebruikelijke generator bedoelt men hier een benzinemotor die een dynamo aandrijft.
75. Welke stap bij de gebruikelijke generator veroorzaakt het grootste verlies in efficiëntie?
76. Welk probleem van de waterstofcel speelt niet bij de methanolcel?
Zuurbasereacties en redoxreacties noemt men wel donor–acceptor reacties.
77. Welk verband is er tussen elk zuur en de bijbehorende base in tabel 49?
78. Leg dat eens uit aan de hand van nevenstaand figuur
Bij zuren en basen had je zuurbase-koppels.
79. Leg uit waarom elk zuur zijn eigen, geconjugeerde (gekoppelde) base heeft (en omgekeerd, elke base zijn geconjugeerde zuur)
Verbrandingen worden ook beschouwd als redoxreacties.
Taak 11 Hoe duurzaam is een batterij?
We hebben nu de deelvragen over de batterij beantwoord. Er is nog één vraag overgebleven: Hoe duurzaam is een batterij?
Jullie hebben al eens eerder gekeken naar de betekenis van het begrip duurzaamheid. In verband met een batterij willen we nu kijken naar de mate waarin de materialen waarvan een batterij is gemaakt opnieuw gebruikt kunnen worden. Dat kun je moeilijk voor alle batterijen doen.
Opdracht: Duurzaamheid
Ga met de klas na welke batterijen in de klas het meest gebruikt worden.
Kies de vier meest gebruikte batterijen uit. Zoek voor elke batterij uit:
• Uit welke grondstoffen de batterij gemaakt wordt.
• Probeer een beeld te krijgen hoeveel er hierbij verspild wordt.
• Ga na in hoeverre de inzameling van de batterijen lukt.
• Ga na in welke mate deze grondstoffen hergebruikt worden.
Bedenk of het zin heeft de batterijen centraal in te zamelen en of het zin heeft de batterijen gesorteerd in te leveren. Maak een muurkrant, poster of folder voor de rest van de school, waarin je uitlegt:
• Welke batterijen wel en niet gebruikt moeten worden.
• Wat de beste oplossing is voor gebruikte batterijen.
• Welke andere duurzame opties er zijn voor toepassingen waarbij batterijen worden gebruikt.
Taak 12 Afsluiting
Je hebt nu als het goed is alle vragen uit de context kunnen beantwoorden. Je hebt gezien dat er verschillende mogelijkheden zijn om elektriciteit op te wekken. Je kunt dat in een centrale doen, maar ook met bijvoorbeeld een brandstofcel.
Nu je alle 5 de contextvragen hebt beantwoord moet je ook de centrale
onderzoeksvraag kunnen beantwoorden: Hoe wordt chemische energie omgezet in elektrische energie?
80. Geef in maximaal 5 zinnen zowel op contextvraag 5 als de centrale onderzoeksvraag ant- woord. De centrale onderzoeksvraag luidde: Hoe wordt chemische energie omgezet in elektrische energie?
In een elektrische cel verlopen aan de elektroden de volgende reacties:
Cu Cu2+ + 2 e- Ag+ + e- Ag
Deze cel levert gedurende 24 uur een stroom van 1,80 mA.
81. Bereken de gewichtstoename aan de zilverelektrode en de gewichtsafname aan de koperelektrode
Vervolg:
Voorbeelden van batterijen.
Zelf maken ?
Eigenschappen van een bruikbare stroombron: groot elektrode oppervlak, hoge concentratie ionen, zeer korte afstanden…
Katalysatoren Opladen Corrosie Metaalbereiding Elektrolyse
3
Oxidatiegetal (behandeld in module “Modellen voor binding”)
(Korte herhaling) Bij de bepaling van het oxidatiegetal ga je ervan uit dat alle bindingen in samengestelde stoffen ionbindingen zijn. Om onderscheid te maken met echte ionen en ionladingen noemen we de niet echte ladingen oxidatiegetallen. Zuurstof krijgt als regel oxidatiegetal 2- toegekend en waterstof oxidatiegetal 1+ ( Dus NIET in O2 en H2 ).
De som van de oxidatiegetallen in een deeltje moet gelijk zijn aan de netto lading van dat deeltje.
Uitzonderingen vormen de peroxiden zoals H2O2 met O1- en de hydriden zoals LiH met H1- Neem bijvoorbeeld SO42-
S ?
O 4 x 2- = 8-
Er zijn 4 zuurstofdeeltjes dus daar is de totale lading 4 x 2- = 8-
De netto lading van het sulfaat moet zijn 2- dus geldt dat het oxidatiegetal van S-deeltje 6+ is. Omdat het niet juist is dat de lading van het S-deeltjes 6+ is (het is immers geen echt ion)
zeggen we dat het oxidatiegetal hier 6+ is.
Elementen kunnen allerlei oxidatiegetallen hebben. Zwavel kent bijvoorbeeld 2-, 1-, 0, 2+, 4+ en 6+.
Oxidatiegetallen lopen van 7- tot 7+.
Als tijdens een reactie het oxidatiegetal verandert, dan mag je er vanuit gaan dat er elektronen zijn opgenomen of afgestaan.
82. Hoe verandert het oxidatiegetal van N-deeltje in NO3- van oxidatiegetal in de halfreactie:
NO3- + 4H+ + 3e-NO + 2H2O?
83. MnO4 kan worden omgezet in MnO2. Hoe verandert het oxidatiegetal van Mn?
84. Hoeveel elektronen heeft het Mn opgenomen of afgestaan?
Samenvatting: Hoe stel je een redoxreactie op aan de hand van tabel 48?
I: Schrijf alle aanwezige deeltjes op (denk eraan in een zout zitten 2 ionen!).
II: Zoek de sterkste reductor en de sterkste oxidator op (Tabel 48).
III: Als de oxidator boven de reductor staat kan er een spontane redox plaatsvinden. Schrijf dan de
halfvergelijkingen van de oxidator en van de reductor op. (Bij een gedwongen redox (bijvoorbeeld elektrolyse) hoeft de oxidator niet boven de reductor te staan).
IV: Maak het aantal elektronen in beide vergelijkingen gelijk door de vergelijkingen met een bepaalde waarde te vermenigvuldigen.
V: Tel de halfreacties op en streep deeltjes die voor en na de pijl aanwezig zijn weg. Denk er aan dat 2H+ en O2- samen H2O vormen! Ook kunnen er na de pijl 2 ionen staan die samen een neerslag vormen. Controleer dit in Binas 45A.
P.O. Electrochemie
Opdracht 1:
Ontwerp een batterij met een maximale bronspanning van 2 Volt en bepaal 1. de relatie tussen de grootte van de elektrodeoppervlakte en het door de cel geleverde vermogen én 2. de relatie tussen de afstand tussen de elektroden en het door de cel geleverde vermogen
De opdracht bestaat uit drie delen:
1. Ontwerp een elektrochemische cel en maak een werkplan/plan van aanpak voor de bouw van de cel en de uitvoering van een onderzoek waarbij wordt gekeken naar de relatie tussen de grootte van de elektrodeoppervlakten en de elektrodenafstand en het door de cel geleverde vermogen.
Houd bij het ontwerp rekening met beschikbaarheid van chemicaliën en materialen en verwerk in het werkplan in ieder geval de volgende zaken (vink af!):
o Schets van het celontwerp o Bijbehorend celdiagram o Theoretische bronspanning o Welke reacties aan welke pool?
o Lijst van benodigde materialen en chemicaliën
o Beschouwing over risico’s/gevaren van gebruikte chemicaliën (raadpleeg boek chemiekaarten en/of http://www.cdc.gov/niosh/ipcs/dutch.html )
o Beschouwing over verwerking van chemicaliën na gebruik
o Beschouwing over relatie tussen vermogen, stroomsterkte, bronspanning en interne weerstand van batterij.
o Stappenplan voor de uitvoering van het onderzoek
o Formuleer een hypothese en onderbouw deze uitvoerig aan de hand van onder andere een beschouwing over bewegingen van deeltjes in de elektrochemische cel.
Het is wel de bedoeling dat je er een goed leesbaar stuk van maakt.
Lever het celontwerp en het werkplan ter beoordeling in bij je docent (via ELO).
2. Bouw en optimaliseer de cel, meet de bronspanning en verklaar eventuele verschillen met de
voorspelde waarde. Varieer de elektrodeoppervlakte en kijk welk verband er bestaat tussen oppervlak en vermogen. Noteer waarnemingen en bewaar je resultaten goed.
3. Maak een poster over je bevindingen. Instructie over paper/poster volgt!
Opdracht 2 Bepaling van het getal van Avogadro
Hieronder tref je een voorschrift van een experimentele bepaling van het getal van Avogadro. Op internet tref je nog talloze andere voorschriften. Zoek bij het gegeven voorschrift nog een ander voorschrift. Vergelijk ze en bepaal beargumenteerd welk voorschrift je uiteindelijk gaat gebruiken.
Lever je uiteindelijk werkplan en je argumentatie in bij je docent (via ELO) Voer het onderzoek uit.
Bestudeer literatuur en bespreek de historie van het getal. Geef bovendien nog minstens twee ander manieren waarop het getal van Avogadro kan worden bepaald (leg deze methoden grondig uit!!!)
Doe verslag dmv een poster.
Experimental Determination of Avogadro's Number
Electrochemical Method
Avogadro's number isn't a mathematically derived unit. The number of particles in a mole of a material is determined experimentally. This method uses electrochemistry to make the determination. You may wish to review the working of electrochemical cells before attempting this experiment.
Purpose
The objective is to make an experimental measurement of Avogadro's number.
Introduction
In this experiment, electron flow (amperage or current) and time are measured in order to obtain the number of electrons passing through the electrochemical cell. The number of atoms in a weighed sample is related to electron flow to calculate Avogadro's number.
In this electrolytic cell both electrodes are copper and the electrolyte is 0.5 M H2SO4. During electrolysis, the copper electrode (anode) connected to the positive pin of the power supply loses mass as the copper atoms are converted to copper ions. The loss of mass may be visible as pitting of the surface of the metal electrode. Also, the copper ions pass into the water solution and tint it blue. At the other electrode (cathode), hydrogen gas is liberated at the surface through the reduction of hydrogen ions in the aqueous sulfuric acid solution. The reaction is:
2 H+(aq) + 2 electrons -> H2(g)
This experiment is based on the mass loss of the copper anode, but it is also possible to collect the hydrogen gas that is evolved and use it to calculate Avogadro's number.
Materials
• Direct current source (battery or power supply)
• Insulated wires and possibly alligator clips to connect the cells
• 2 Electrodes (e.g., strips of copper, nickel, zinc, or iron)
• 250-ml beaker of 0.5 M H2SO4 (sulfuric acid)
• Water
• Alcohol (e.g., methanol or isopropyl alcohol)
• Small beaker of 6 M HNO3 (nitric acid)
• Ammeter or multimeter
• Stopwatch
• Analytical balance capable of measuring to nearest 0.0001 gram Procedure
Obtain two copper electrodes. Clean the electrode to be used as the anode by immersing it in 6 M HNO3 in a fume hood for 2-3 seconds. Remove the electrode promptly or the acid will destroy it. Do not touch the electrode with your fingers. Rinse the electrode with clean tap water. Next, dip the electrode into a beaker of alcohol. Place the electrode onto a paper towel. When the electrode is dry, weigh it on an analytical balance to the nearest 0.0001 gram.
The apparatus looks superficially like this diagram of an electrolytic cell except that you are using two beakers connected by an ammeter rather than having the electrodes together in a solution. Take beaker with 0.5 M H2SO4
(corrosive!) and place an electrode in each beaker. Before making any connections be sure the power supply is off and unplugged (or connect the battery last). The power supply is connected to the ammeter in series with the electrodes. The positive pole of the power supply is connected to the anode. The negative pin of the ammeter is connected to the anode (or place the pin in the solution if you are concerned about the change in mass from an alligator clip scratching the copper). The cathode is connected to the positive pin of the ammeter. Finally, the cathode of the electrolytic cell is connected to the negative post of the battery or power supply. Remember, the mass of the anode will begin to change as soon as you turn the power on, so have your stopwatch ready!
You need accurate current and time measurements. The amperage should be recorded at one minute (60 sec) intervals. Be aware that the amperage may vary over the course of the experiment due to changes in the electrolyte solution, temperature, and position of the electrodes. The amperage used in the calculation should be an average of all readings. Allow the current to flow for a minimum of 1020 seconds (17.00 minutes). Measure the time to the nearest second or fraction of a second. After 1020 seconds (or longer) turn off the power supply record the last amperage value and the time.
Now you retrieve the anode from the cell, dry it as before by immersing it in alcohol and allowing it to dry on a paper towel, and weigh it. If you wipe the anode you will remove copper from the surface and invalidate your work!
If you can, repeat the experiment using the same electrodes.
Opdracht 3 Loodaccu
Maak een eenvoudige loodaccu. Zoek uit welke chemische processen verlopen bij ontladen en opladen van de loodaccu.
Onderzoek hoeveel laadcycli er nodig zijn om jouw nieuwe loodaccu optimaal te laten presteren (= maximale energieinhoud).
Lever je werkplan voor de bouw van een loodaccu en de uitvoering van je metingen in bij je docent (via ELO).
Tip!: Laad de accu volledig op en belast de accu met een bepaalde weerstand. Bepaal hierbij met Coach de ontlaadtijd en de geleverde stroomsterkte en spanning. Haal per ontlading uit de gegevens en grafieken de totaal geleverde hoeveelheid lading en de totale hoeveelheid geleverd energie.
Concludeer: wat zou jij op de accu zetten? ...Ah ....V
