Krachtige Leeromgevingen Academiejaar Praktijkopdracht 1

Transcriptie

1 Krachtige Leeromgevingen Academiejaar Praktijkopdracht 1 Naam: Ghekiere Voornaam: Bram Studentennummer (UGent nummer!!!): De praktijkopdracht wordt ingediend voor (plaats een kruisje): Krachtige leeromgevingen X Leren en Instructie

2 Schoolvak: chemie Koepel: Gemeenschapsonderwijs Leerplannummer: 2011/014 Eindterm: 14. Relaties tussen systemen beschrijven en onderzoeken. Leerplandoel: 135. De vergelijking maken tussen de elektrolyse en de werking van een galvanische cel. Lesdoelen: 1. Op een tekening de verschillende elementen van een galvanische cel benoemen. Gedrag: herinneren Inhoud: feitenkennis 2. De redoxreactie voor een galvanische cel opstellen. Gedrag: toepassing Inhoud: procedurele kennis 3. De potentiaal van een galvanische cel berekenen. Gedrag: toepassing Inhoud: procedurele kennis 4. De definitie van elektrolyse geven. Gedrag: herinneren Inhoud: conceptuele kennis 5. De invloed van een aangelegde tegengestelde spanning op een reactie in een galvanische cel beschrijven. Gedrag: analyse Inhoud: procedurele kennis 6. Uit de definitie van elektrolyse het teken aan de kathode en anode bepalen. Gedrag: toepassen Inhoud: conceptuele kennis 7. Een overzicht geven van een elektrolysecel en een galvanische cel met aandacht voor de verschillen en gelijkenissen. Gedrag: toepassen Inhoud: procedurele kennis 8. Het verband tussen een elektrolysecel en een galvanische cel in één zin verwoorden. Gedrag: inzicht Inhoud: conceptuele kennis 9. Alle mogelijke reacties in een gegeven elektrolysecel bepalen in functie van een aangelegd tegengestelde spanning. Gedrag: toepassen Inhoud: procedurele kennis 10. Discussiëren over het gebruik en de invloed van elektrolyse in de maatschappij. Gedrag: evalueren Inhoud: metacognitieve kennis VOET: Context: omgeving en duurzame ontwikkeling Sleutelcompetentie: Herkennen in duurzaamheidsvraagstukken de verwevenheid tussen economische, sociale en ecologische aspecten en herkennen de invloed van techniek en beleid. Praktijkopdracht 1 2

3 Scenario aanpak met beschrijving leerkracht- en leerlinggedrag De eerste doelstellingen worden bereikt door interactie van de leerkracht met de leerlingen. De vragen worden klassikaal gebracht. Kennis over redoxreacties wordt gereactiveerd door het geven van een oefening en opvragen van reeds geziene definities (doelstelling 1 tot 4). Doelstelling 5 en 6 worden door middel van vragen door de leerlingen zelf gevonden. Beide steunen op reeds geziene leerstof en vergen inzicht in de reacties die plaatsvinden. Hiervoor moeten ze het concept opsplitsen in zijn aparte delen om tot een juiste conclusie te komen. De leerlingen werken hiervoor per twee. Doelstelling 7 wordt gerealiseerd door de informatie uit voorgaande doelstellingen gedurende de ganse les bij te houden aan bord onder de vorm van een lijst. De leerlingen moeten deze kennis nu overzichtelijk presenteren. Op basis van het overzicht kan dan worden overgegaan tot een zeer bondige conclusie tussen de elektrolyse en de werking van een galvanische cel (doelstelling 8). Nu is alle noodzakelijke kennis aanwezig om een oefening op elektrolyse te maken (doelstelling 9). Deze kan worden gelinkt aan industriële processen (VOET). Er kan nu een korte discussie starten over het gebruik en de invloed van elektrolyse in de maatschappij. Meer specifiek worden een aantal vragen gesteld die de leerlingen aanzetten tot denken over het (eigen) gebruik van herlaadbare batterijen (doelstelling 10 + VOET) Praktijkopdracht 1 3

5 OPMERKING De leerlingen hebben het laatste deel van het lesmateriaal omtrent elektrolyse nog niet gekregen. Lesdoelstelling NLR en vragen stellen: De invloed van een aangelegde tegengestelde spanning op een reactie in een galvanische cel beschrijven. Vragen Gedragsniveau Bloom Inhoudsniveau Bloom 1. Waaruit is een galvanische cel opgebouwd? Herinneren Feiten 2. Wat gebeurt er in een galvanische cel? Inzicht Conceptueel 3. Verklaar waarom een galvanische cel geen elektriciteit Inzicht Conceptueel kan blijven leveren. 4. Welke factoren beïnvloeden de verkregen spanning in Inzicht Conceptueel een galvanische cel? 5. Verklaar waarom de potentiaal de richting van de reactie Inzicht Conceptueel bepaald. 6. Wat zou er gebeuren indien op een redoxreactie een Inzicht Procedure tegengestelde spanning wordt aangebracht? 7. Is de sterkte van de aangelegde spanning belangrijk? Toepassen Conceptueel Waarom? 8. Welk proces maakt gebruik van het aanleggen van een Herinneren Conceptueel spanning om een reactie teweeg te brengen? 9. Wat zou er gebeuren als je een tegengestelde spanning Analyse Procedure aanlegt op een galvanische cel? En waarom? 10. Welke reacties vinden plaats als je een tegengestelde spanning van 5 volt aanlegt op een Daniël cel? Toepassen Procedure Opmerking: Er wordt uitgegaan van een ideale cel waarin geen rekening dient te worden gehouden met diffusie en polarisatie. Ze worden wel kort toegelicht, maar er wordt in de les verder geen rekening mee gehouden => Vraag 4 verwacht antwoord: het soort reagentia en de concentratie. Leraar: bijkomende uitleg over diffusie en polarisatie. Praktijkopdracht 2 2

6 Lesdoelstelling groepswerk: Alle mogelijke reacties in een gegeven elektrolysecel bepalen in functie van een aangelegd tegengestelde spanning. Scenario: Fase Werkvorm Activiteit Materiaal 1 Per drie Lln schrijven alles op wat te maken heeft met een galvanische cel. Tekenen van een galvanische cel + aanduiden van oxidatie en reductie aan de respectievelijke elektrode. Ze gaan na hoe ze hierop een tegengestelde spanning aanbrengen. 2 Klassikaal Overlopen van de opstelling 3 Per drie Lln gaan na wat de invloed is van een tegengestelde spanning op een waterige oplossing van NaOH en werken dit uit in functie van de aangelegde spanning. Ze gaan na hoe dit zal/kan worden waargenomen in een experiment. 4 Klassikaal De opzet van het experiment vergelijken met de andere groepen en aanpassen indien nodig. 5 Per drie De proefopstelling maken en het experiment uitvoeren. Hierbij wordt de spanning geleidelijk opgedreven (verhogen in stappen van 0.2V waarna 1 minuut wordt gewacht om te zien of er iets wordt waargenomen). 6 Per drie Lln vergelijken hun waarnemingen met hun voorspellingen en zoeken naar uitleg indien iets niet klopt. 7 Klassikaal Overlopen van de uitkomst van het experiment Tabel met E 0, cel potentialen Galvanisc he cel (Daniël) Voltmeter indicator Praktijkopdracht 2 3

7 Gedetailleerde scripting: Onderzoeksleider: Controleer of iedereen zijn functie begrijpt en uitvoert. Bespreek per opdracht hoe jullie gaan samenwerken. Laat de laborant aan het woord voor materialen/proefopzet. Laat de theoreticus aan het woord voor het bepalen van reacties en waarnemingen. Wanneer iemand aan het woord is geweest controleer je of er nog opmerkingen zijn/of er nog iets ontbreekt. Wanneer wordt overgegaan tot een experiment controleer je of iedereen zijn labojas, labobril en handschoenen draagt. De laborant draagt deze ook bij het opzetten en opkuisen van het experiment. Voor het experiment laat je de laborant zorgen voor het opzetten/uitvoeren/opbergen van het experiment. Zorg dat de theoreticus tijdens het experiment alle waarnemingen noteert. Na het experiment laat je de theoreticus de waarnemingen controleren aan zijn voorspellingen en de laborant het materiaal opkuisen. Laborant Vraag het woord als het gaat om opstellingen of uitvoeren van experimenten. Vraag nadat je uitleg hebt gegeven of er opmerkingen zijn. Zorg dat je tijdens het opzetten/uitvoeren/opbergen van experimenten altijd een labobril, labojas en handschoenen draagt. Voordat je een experiment start zorg je dat je groepsgenoten voorzien zijn van een labobril, labojas en handschoenen. Jij bent verantwoordelijk voor het opstellen, kuisen en opbergen van het materiaal. Theoreticus/observator Vraag het woord als het gaat om het nagaan/opstellen/uitwerken van reacties. Vraag nadat je uitleg hebt gegeven of er opmerkingen zijn. Je noteert alle informatie die wordt gezegd om te gebruiken in het verslag. Tijdens het uitvoeren van een experiment noteer je alle waarnemingen. Je zoekt en geeft verklaringen voor wat je hebt waargenomen tijdens het experiment. Je linkt dit aan de informatie die je reeds hebt. Praktijkopdracht 2 4

9 Beschrijving stappen van de taakgerichte aanpak: Voorbeeldles 3: Biologie bewegingsapparaat De beschrijving van deze les valt op te splitsen in twee delen. Eerst worden de bewegingen van het lichaam verkend, waar deze van afhankelijk zijn (a). Vervolgens wordt dieper ingegaan op de gewrichten (b). Beide delen kunnen worden onderverdeeld volgens de piramide van een ervaringsgebaseerde theoretische kennisverwerving. Persoonlijke ervaringen en (voor)kennis: a) Door middel van opdrachten worden persoonlijke ervaringen opgedaan en/of worden persoonlijke ervaringen vergeleken met wat ze nu meemaken. b) Opdrachten laten de leerlingen het gebruik en nut van gewrichten bestuderen. Tijdens de uitleg wordt gebruik gemaakt van iets wat ze allemaal kennen dat dienst doet als vergelijking => het vocht in gewrichten doet dienst als smeersel. Leeractiviteiten: a) Een onderlinge discussie over de mogelijke bewegingen die het lichaam kan uitvoeren. Daarna volgt het effectief uitvoeren van deze bewegingen als controle met daarop een nieuwe onderlinge discussie om de resultaten te bespreken. De bevindingen worden klassikaal overlopen om tot de finale conclusie te komen. b) Opdrachten voor het verkennen van gewrichten. De antwoorden worden gecontroleerd door een klassikale uitleg van de leerkracht. Theoretisch perspectief: a) Terwijl de leerlingen discussiëren/de opdrachten uitvoeren, wordt de correcte terminologie aangebracht. b) Doceren over de functie en (op)bouw van de gewrichten. Toepassing op eigen les: Chemie - De galvanische cel De leerlingen vertrekken van hun kennis van redoxreacties en elektriciteit (stroomkring, batterij) om twee halfcellen met elkaar te verbinden. Persoonlijke ervaringen en (voor)kennis: Allen kennen een batterij als opslag voor elektriciteit. Een batterij blijft zijn energie behouden als hij niet gebruikt wordt (vb: in zaklamp). De opbouw van een galvanische cel bestaat uit twee halfcellen die slechts tot een redoxreactie zullen komen als de kring gesloten is. Leeractiviteiten: Vertrekkend van redoxreacties en halfcellen moeten de leerlingen een voorstel doen om de redoxreactie tussen twee aparte halfcellen te laten doorgaan. Ze moeten nadenken over hoe ze de kring kunnen sluiten. Ze overleggen per drie. Via vragen wordt tot een correcte oplossing gekomen. Theoretisch perspectief: De benaming galvanische cel wordt afgeleid vanuit de geschiedenis. De benamingen voor de opbouw van een galvanische cel worden aangeduid en uitgelegd aan de hand van hun werking/doel (zijn zelfverklarend). Praktijkopdracht 3 2

11 OPMERKING De leerlingen hebben het laatste deel van het lesmateriaal omtrent elektrolyse nog niet gekregen. Voorkennis bij de leerlingen: De leerlingen kunnen reeds redoxreacties uitwerken en kennen de spanningsreeks. De leerlingen kunnen werken met een tabel van standaardnormaalpotentialen van redoxreacties. Het begrip elektrolyse is gekend. Door het aanleggen van een spanning zal een tegengestelde redoxreactie plaatsvinden. Opdracht: Welke reacties zullen doorgaan wanneer elektrolyse wordt uitgevoerd op waterige oplossing van NaOH, rekening houdend met de aangelegde spanning. Er wordt gewerkt volgens de wetenschappelijke methode. Geef de onderzoeksvraag, hypothese, voorspelling en de opstelling om dit experimenteel te onderzoeken. Plaats de mogelijke reacties bij de juiste elektrode. Voorzie alles van een duidelijke uitleg. Lesdoelstelling: Alle mogelijke reacties in een gegeven elektrolysecel bepalen in functie van een aangelegd tegengestelde spanning. Gedrag: analyse Inhoud: procedurele kennis Er zijn 2 producten waarop elektrolyse kan worden uitgevoerd het NaOH en het water, dit geeft 4 deelreacties in totaal. 2 aan de kathode en 2 aan de anode. De reacties aan de anode en kathode zijn niet altijd gelijk aan de globale elektrolyse-reactie. Elektrolyse van water geeft waterstofgas en zuurstofgas. Geschreven aan de anode en kathode geeft dit ook waterstofprotonen en hydroxide-anionen. Een redoxreactie bestaat uit een oxidatie en een reductie, dit betekent dat er 4 mogelijke combinaties zijn om een redoxreactie te vormen. Elk zal doorgaan vanaf een specifiek voltage. Evaluatie: Criteria voor de lesdoelstelling Analyse Uitwerking deelreacties Oplossing Uitleg Het probleem wordt geanalyseerd op zijn inhoud. Alle kenmerken die bijdragen tot de oplossing worden vermeld. De verschillende reacties worden correct uitgewerkt (ladings- en atoombalans) en geclassificeerd (oxidatie/reductie). Een duidelijke representatie van de verschillende combinaties van reacties en de bijbehorende spanning vanaf wanneer deze zal plaatsvinden. Er is uitleg om de verschillende stappen en de oplossing te duiden/specifiëren Praktijkopdracht 4 2

12 Analyse Uitwerking deelreacties Oplossing Uitleg Goed Voldoende Onvoldoende Alle relevante kenmerken zijn vermeld Alle reacties gevonden en zijn volledig uitgewerkt en correct aangeduid Alle combinaties van deelreacties en hun evenwichtsspanning zijn vermeld. Het is duidelijk dat reacties bij een lagere spanning ook nog steeds doorgaan. De uitleg draagt bij tot het verstaan van de oplossing/aanpak Alle relevante kenmerken zijn vermeld na geven van een/meerdere tip(s) De reacties zijn gevonden met wat hulp. Verdere uitwerking en classificatie zijn correct Alle combinaties van deelreacties en hun evenwichtsspanning zijn vermeld De uitleg draagt slechts ten dele bij het verstaan van de aanpak/oplossing Slechts een aantal of geen kenmerken zijn vermeld/gevonden De reacties zijn niet gevonden OF zijn niet of slechts ten dele correct uitgewerkt en geclassificeerd. Combinaties van deelreacties en of evenwichtsspanningen ontbreken. Noodzakelijke uitleg om de aanpak/oplossing te duiden is onvoldoende of ontbreekt Praktijkopdracht 4 3

13 Bijlage

14 1. Halve cellen Een halve cel is een constructie bestaande uit een redoxkoppel: de oxidator wordt in contact gebracht met de reductor. Afhankelijk van de aggregatietoestand en de aard van beide verschilt de constructie. Vergeet ook niet dat, om spanningen te meten, de halve cellen via draden met een voltmeter moeten kunnen verbonden worden. Afhankelijk van bovenstaande factoren zijn er drie constructies mogelijk. 1. Het element waarvan de OT verandert komt in het ene lid van de redoxvergelijking voor als ion en in het andere lid als enkelvoudige vaste stof. Voorbeelden Zn e Cu e Au e M n + n e Zn Cu Au M De draad kan vastgemaakt worden aan de metaalstaaf of plaat. 2. Het element waarvan de OT verandert komt in het ene lid van de redoxvergelijking voor als ion en in het andere lid als enkelvoudige stof in gastoestand. Voorbeeld 2 H + 2 e H 2(gas) De draad kan vastgemaakt worden aan de platinadraad waarmee het waterstofgas in contact komt. Het gas wordt geadsorbeerd aan fijn verdeeld platinametaal (platinazwart) dat zich op het platinaplaatje bevindt. 3. Het element waarvan de OT verandert komt in beide leden van de redoxvergelijking als ion voor, eventueel vergezeld van nog andere ionen. Voorbeelden Fe 3 + e Fe 2 Sn e Sn 2 MnO H + 5 e Mn H2 O Bijlage 2

15 2. Galvanische Elementen In een U-buis met fritplaat gieten we in de linkerarm een oplossing van koper(ii)sulfaat en in de rechterarm een oplossing van zinksulfaat. Links plaatsen we een koperstaaf en rechts een zinkstaaf in de oplossing. We verbinden beide staven met een voltmeter. We stellen vast dat er een potentiaalverschil (spanning) is van ongeveer 1,1 V. We hebben dus een chemische spannings- of stroombron gemaakt. We noemen dit een galvanisch element of een galvanische cel, bestaande uit twee halve cellen. Verklaring Galvani Volgens Nernst vertonen beide metalen de neiging om metaalionen in de oplossing te sturen terwijl de elektronen in het metaal achterblijven. Bij zink is deze neiging groter dan bij koper. Daardoor ontstaat er in de zinkstaaf een grotere negatieve lading dan in de koperstaaf. De zinkstaaf wordt de negatieve pool. Naarmate de elektronen vanuit de zinkstaaf via de ampèremeter naar de andere halve cel stromen, gaan er meer en meer zinkionen de zinkstaaf verlaten. De zinkstaaf wordt dunner. De elektronen die door de koperstaaf opgenomen worden gebruikt om koper(ii)ionen uit de oplossing te reduceren. Deze ionen worden omgezet tot koper, dat zich op de staaf afzet. De koperstaaf wordt dikker. De volgende reacties gebeuren: Zn Zn e Cu e Cu Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2 (oxidatie) (reductie) Bovenstaande galvanische cel wordt een Daniël-element genoemd. De eerste chemische stroombron werd op gelijkaardige manier door Volta gemaakt. Hij gebruikte eerst de combinatie zink-zilver in azijn, later zink-koper in zwavelzuur: Volta-element. Volta Het potentiaalverschil (de spanning) dat ontstaat tussen twee metalen is een gevolg van het verschil in neiging om elektronen af te staan. Het metaal met het grootste reducerende vermogen heeft een negatieve potentiaal ten opzichte van het metaal met het kleinste reducerende vermogen. Hoe groter het verschil in reducerend vermogen, hoe groter het potentiaalverschil. Bijlage 3

16 Galvanische elementen in het dagelijks leven Leclanché-element Dit was de eerste praktisch bruikbare elektrische cel, nu nog steeds in gebruik in bijvoorbeeld ronde (1,5 V) en platte batterijen (4,5 V of 9 V meerdere cellen in serie geschakeld). Deze cel wordt 'droog' genoemd, omdat het elektrolyt aanwezig is onder de vorm van een waterachtige pasta. Aan de kathode wordt MnO 2 gereduceerd: MnO 2 + H + + e MnO 2 H (manganiet) of MnO 2 + NH 4 + (Cl - ) + e MnO2 H + NH 3 + (Cl - ) Aan de anode wordt Zn geoxideerd: Zn Zn e Tijdens het leveren van stroom heeft dus volgende globale reactie plaats: Zn + 2 MnO NH 4 + (Cl - ) Zn MnO2 H + 2 NH 3 + (2 Cl - ) of Zn + 2 MnO NH 4 Cl Zn(NH 3 ) 2 Cl MnO 2 H (Er gebeuren nog andere reacties, waarbij o.a. waterstofgas ontstaat.) Dit element levert een spanning van ongeveer 1,50 V. Deze droge batterijen zijn niet herlaadbaar. Alkaline-batterij In dit type droge batterij is NH 4 Cl vervangen door KOH. De celreacties kunnen als volgt voorgesteld worden: kathode: MnO 2 + H 2 O + e MnO 2 H + OH - anode: Zn + 4 OH - Zn(OH) e Deze batterijtjes gaan langer mee omdat het zinken kuipje minder vlug aangetast wordt in basisch dan in zuur milieu. Knoopbatterijtjes Deze miniatuurbatterijtjes zijn alkaline-batterijtjes met dezelfde anodereactie als hierboven. Enkel de kathode verschilt. Die bestaat uit een roestvrij stalen elektrode die in contact is met ofwel: een basische pasta van HgO (kwikbatterijtjes ongeveer 1,34 V) HgO + H 2 O + 2 e Hg + 2 OH - een basische pasta van Ag 2 O (zilverbatterijtjes ongeveer 1,50 V) Ag 2 O + H 2 O + 2 e 2 Ag + 2 OH - Bijlage 4

17 Nikkel-Cadmium-batterij Aan de kathode wordt NiO 2 gereduceerd: NiO H 2 O + 2 e Ni(OH) OH - Aan de anode wordt Cd geoxideerd: Cd + 2 OH - Cd(OH) e De geleverde spanning bedraagt 1,2 V. Beide hydroxiden blijven aan de elektroden gehecht, waardoor de reacties omkeerbaar zijn. Het is dus een herlaadbare batterij: Bij het opladen gebeuren gewoon de omgekeerde reacties. Lithiumionbatterij Deze batterijen zijn sinds 1991 op de markt verschenen. Ze leveren een vrij hoge spanning (3,6 V) en ze worden vooral gebruikt in mobieltjes, video- en fotocamera s en laptops. Loodaccu Een van de oudste herlaadbare galvanische elementen is de loodaccumulator. Veruit het grootste gedeelte van de loodproductie wordt trouwens gebruikt voor de fabricage van deze accumulatoren (= herlaadbare batterijen). De constructie is vrij eenvoudig. Beide elektroden bestaan uit loden roosterplaten, eentje ervan is echter bedekt met poreus looddioxide. Ze bevinden zich in een oplossing van zwavelzuur. Aan de anode wordt lood geoxideerd tot lood(2+)ionen: Pb + SO 4 2- PbSO4 + 2 e Aan de kathode wordt looddioxide gereduceerd tot lood(2+)ionen: PbO H + + SO e PbSO4 + 2 H 2 O Elke cel levert een spanning van ongeveer 2 V. Door 6 cellen in serie te schakelen krijgt men een spanningsbron van 12 V (auto s). 3. Sterkte van oxidatoren en reductoren Teneinde de redoxkoppels proefondervindelijk met elkaar te kunnen vergelijken bouwen we halve cellen met de redoxkoppels. Met deze halve cellen kunnen we dan volledige galvanische elementen bouwen. Door alle halvecel-redoxevenwichten te koppelen aan steeds dezelfde halve cel nl. de 2H + /H 2 ([H ] = 1 mol/l en p H2 = 1013 hpa), waaraan we bij overeenkomst de potentiaal 0,00 V toekennen, meten we potentiaalverschillen waarvan de waarden ons toelaten de redoxkoppels te rangschikken naar stijgend of dalend reducerend of oxiderend Bijlage 5

18 vermogen. De tabel die we dan verkrijgen wordt de E o -waarden- of standaardnormaalpotentialen-tabel genoemd. Deze E o - waarden geven de potentialen van de systemen weer bij 25 C en als alle concentraties (voor opgeloste stoffen) gelijk zijn aan 1 mol/l en alle partieeldrukken (voor gassen) gelijk zijn aan 1013 hpa en gemeten t.o.v. de standaardnormaalwaterstofcel. Iedere redoxreactie bestaat uit twee deelreacties (halve-cel-reacties). Bij een galvanische cel worden deze twee halve cellen gekoppeld. Via de E o -waarden-tabel kan berekend worden onder welke spanning de galvanische cel stroom levert en kan ook de zin van de redoxreactie bepaald worden. Voorbeeld Redoxkoppels E o K MnO H + 5 e Mn H2 O + 1,49 V K = 1, Fe e Fe 2 + 0,77 V K = 1, Twee mogelijke combinaties Eerste mogelijkheid E o K 1 (MnO H + 5 e 2 Mn + 4 H2 O) + 1,49 V K 1 = 1, (Fe e Fe 2 ) + 0,77 V K 2 = 1, MnO Fe H + Mn Fe H2 O 1,49 V 0,77 V = 0,72 V K K 1 K 5 2 1, , , Tweede mogelijkheid E o K 5 (Fe e Fe 2 ) + 0,77 V K 1 = 1, (MnO H + 5 e 2 Mn + 4 H2 O) + 1,49 V K 2 = 1, Fe 3 + Mn H 2 O + 5 Fe 2 + MnO H 0,77 V 1,49 V = - 0,72 V K 5 K 1 K 2 (1, ) 5 1, , Bijlage 6

19 In dit voorbeeld is de evenwichtsconstante van de eerste redoxreactie (eerste mogelijkheid) zeer groot: het evenwicht ligt helemaal rechts. Deze redoxreactie gaat dan ook gebeuren. De standaardnormaalpotentiaal ervan, dit is het verschil tussen de E o van het systeem dat als oxidator optreedt en de E o van het systeem dat als reductor optreedt, is positief. De evenwichtsconstante van de tweede redoxreactie (tweede mogelijkheid = omgekeerde reactie) is zeer klein: het evenwicht ligt helemaal links. Deze redoxreactie gaat dan ook niet door. De standaardnormaalpotentiaal ervan, dit is het verschil tussen de E o van het systeem dat als oxidator optreedt en de E o van het systeem dat als reductor optreedt, is negatief. Om te onderzoeken of een redoxreactie plaatsvindt of niet, gaan we als volgt tewerk. We berekenen de standaardnormaalpotentiaal E o(cel) = E o(oxidator) - E o(reductor) Alhoewel het aantal uitgewisselde elektronen, de temperatuur en eventueel de druk (als er een gas bij de reactie betrokken is) een rol spelen, kunnen we stellen dat: 0,2 V < E o(cel) reactie is spontaan en aflopend - 0,2 V < E o(cel) < 0,2 V reactie leidt tot een evenwicht E o(cel) < - 0,2 V reactie gaat niet door, de omgekeerde reactie is spontaan en aflopend In het geval van bovenstaand voorbeeld betekent dit ook dat we volgende galvanische cel kunnen opbouwen: Dit galvanisch element kan stroom leveren onder een spanning van 0,72 V. De anode wordt gevormd door de Fe 3 /Fe 2 -halve cel: daar gebeurt een oxidatie en daarbij komen elektronen vrij. De kathode wordt gevormd door de MnO 4 /Mn 2 -halve cel: daar gebeurt een reductie en daarbij worden elektronen opgenomen. Bijlage 7

20 Opmerking Voor het ionenverkeer bij halve cellen kan in plaats van een gesinterde glasplaat ook een elektrolyt- of zoutbrug gebruikt worden. In dat geval wordt de opstelling de volgende: Oefeningen 10. We verbinden volgende halve cellen. Geef de volledige celreactie. Geef aan of de reactie aflopend is, tot een evenwicht leidt geeft of niet doorgaat (omgekeerde reactie gaat wèl door). Teken de galvanische cel. a) Na + e Na Al e Al b) ClO H + 6 e Cl + 3 H2 O H 2 SO H + 4 e S + 3 H 2 O c) Cd e Cd BrO H + 6 e Br + 3 H2 O Antwoord 11. Construeer met behulp van de E o -waardentabel een galvanische cel die stroom levert onder een spanning van 2 V. 12. Construeer met behulp van de E o -waardentabel de cel die stroom levert onder de hoogste mogelijke spanning. 13. Kan NO 3 gereduceerd worden door Au? 14. Zal de reactie 2 Br + S + 2 H Br 2 + H 2 S spontaan doorgaan? 15. Wat gebeurt er als we NO 3 en Mn 2 samenvoegen? 16. Kan Mn 2 geoxideerd worden door H 2 O 2? Bijlage 8

21 4. Corrosie van metalen Corrosie is afgeleid van het Latijnse woord corrodere (= opvreten). Het is dus een ongewilde aantasting van metalen te wijten aan allerlei reacties van die metalen met meestal in water opgeloste stoffen. Daardoor wordt het metaal geoxideerd tot metaalionen. Vermits men de elektrode waar een oxidatie optreedt de anode noemt, spreekt men bij corrosie van anodische oxidatie: M M n + n e De vrijgekomen elektronen gaan naar plaatsen waar deeltjes aanwezig zijn die deze elektronen gemakkelijker opnemen dan M n, naar deeltjes dus die sterker oxiderend zijn dan het corroderende metaal. Zo zien wij in het dagelijkse leven ijzer roesten, koper een groene of een bleekblauwe kleur krijgen, zink dof en grauw worden. Sommige bronnen vermelden dat meer dan 20% van de jaarproductie aan ijzer en staal dient om het verroeste ijzer en staal te vervangen. Het roesten van ijzer en staal is wel het bestgekende corrosieverschijnsel uit het dagelijkse leven. Het roestproces start bij de omzetting van Fe tot Fe 2. Deze oxidatie wordt mogelijk door de aanwezigheid van oxidatoren in het milieu, behorend bij redoxkoppels met een standaardnormaalpotentiaal die groter is dan 0,41V, de standaardnormaalpotentiaal van Fe 2 /Fe. We vindt daar de redoxkoppels H /H 2 (0 V) en H 2 O - O 2(gas) / OH (+0,40 V). In zure en zuurstofrijke oplossingen zal ijzer dus vlugger roesten. Het zure milieu kan ontstaan door reactie van water met CO 2(gas), SO 2(gas), NO 2(gas). In zuurstofrijk water krijgen we de volgende reacties: a) 2 Fe 2 Fe e b) O 2(gas) + 2 H 2 O + 4 e 4 OH verschuift naar rechts onder invloed van zuren c) 2 Fe 2 + ½ O 2(gas) + H 2 O 2 Fe OH verschuift naar rechts onder invloed van zuren d) 2 Fe OH 2 Fe(OH) 3 2 Fe + 3 H 2 O + 3/2 O 2(gas) 2 Fe(OH) 3 Het gevormde ijzer(iii)hydroxide kan gedeeltelijk water verliezen, zodat verschillende waterhoudende ijzeroxiden ontstaan. Dit mengsel is het ijzerroest. 2 Fe(OH) 3 Fe 2 O 3. x H 2 O + y H 2 O Het ijzerroest vormt een niet-afschermende laag, zodat het ijzer verder roest. De aanwezigheid van zouten, zoals NaCl, maken deze oxidelaag nog poreuzer, zodat het ijzer nog sneller roest. De aanwezigheid van zuren bevorderen niet alleen het roestproces door de verschuiving van de evenwichten b en c, maar zij reageren met het gevormde ijzeroxide met de vorming van water en het ijzerzout. (zuur-base-reactie) Fe 2 O H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) H 2 O Naast de redoxpotentiaal van het metaal en van de daarmee in contact staande systemen, speelt ook de structuur van het oxidelaagje dat zich op het metaaloppervlak vormt een belangrijke rol. Zink, aluminium en magnesium oxideren sneller dan ijzer. Zink reageert onmiddellijk met water, zuurstofgas en koolstofdioxide, maar het gevormde basische carbonaat Zn(OH) 2.ZnCO 3 belet de verdere aantasting van het metaal. Hetzelfde gebeurt met aluminium en magnesium. Beide metalen reageren eveneens sneller met de omringende oxidatoren dan ijzer, maar zij bedekken zich met een dichte oxidelaag, die het onderliggende metaal beschermt tegen verdere oxidatie. De mens poogt de corrosie van metalen, die zich niet met een ondoordringbaar oxidelaagje bedekken, tegen te gaan door het metaal te bedekken met verf, vet, teer, glas, plastic, of door het aanbrengen van metallische deklagen. Deze laatste methode is de duurzaamste. Bijlage 9

22 Bij het galvaniseren van ijzer wordt het ijzer bedekt met een laagje zinkmetaal. Zelfs indien de zinklaag plaatselijk verdwenen is zal het ijzer niet roesten. De oxidatie van Zn bezorgt het ijzer een negatieve lading, waardoor het vrijkomen van Fe 2+ belet wordt. Omdat het ijzer hier door zink tot een kathodisch gedrag (opnemen van elektronen aan de kathode) gedwongen wordt spreekt men van een kathodische bescherming. De bescherming van ijzer door het te bedekken met tin (vertinnen), om op die manier blik te bekomen, is goed zolang het tinlaagje niet gekrast wordt, zodat het ijzer aan de vochtige lucht wordt blootgesteld. Tin wordt inderdaad minder snel geoxideerd in de atmosferische omstandigheden dan ijzer, maar eens het ijzer door een kras in de tinlaag met de vochtige lucht in contact komt gaat het doorroesten en zal het ijzer de tinlaag beschermen. In de dagelijkse praktijk zal men waardevolle stalen en ijzeren constructies zoals schepen, boortorens, sluisdeuren, pijpleidingen, voorzien van blokken zink, aluminium, magnesium of legeringen van deze metalen. Men moet er op toezien dat deze blokken tijdig vervangen worden, vermits zij als metaalionen in oplossing gaan terwijl zij hun beschermend werk uitoefenen. 5. Zuren en oxidatoren Onderstaand reactiepatroon komt vaak voor en kunnen we door gebruik van de E o -waardentabel begrijpen: ZUUR + ONEDEL METAAL ZOUT + H 2(gas) Alle zuren, uitgezonderd salpeterzuur en warm geconcentreerd zwavelzuur Alle metalen, uitgezonderd de edele en de half-edele.metalen Cu, Hg, Au, Ag, Pt Immers deze E o -waardentabel leert ons dat, indien de oplossing geen sterkere oxidator bevat dan H + (afkomstig van een opgelost zuur), deze in staat is alle reductoren met een negatieve E o -waarde te oxideren. Tot deze reductoren behoren nu juist alle onedele metalen. Wij zagen ook reeds dat de sterkste reductoren (Li, Na, K, Ca, e.a.) reeds door water kunnen geoxideerd worden: Reactie 2 M (vast) + 2m H 2 O 2 M m (aq.) + 2m OH (aq.) + m H 2(gas) 2 Ca (vast) + 4 H 2 O 2 Ca 2 (aq.) + 4 OH (aq.) + 2 H 2(gas) Vandaar dat de eerste drie elementen uit de opsomming onder petroleum bewaard worden. (m = 1, 2, 3) Van de meeste zuren is het anion niet actief bij een redoxreactie. Anders is het met salpeterzuur. Het nitraation heeft een grotere E o -waarde dan H en in aanwezigheid van een metaal zal dus het NO 3 -ion bij voorkeur reageren. Dan ontstaat geen H 2(gas), maar een stikstofverbinding waarin N een OT kleiner dan V heeft. Volgens onze E o -tabel zal dat NO of N 2 O 4 (NO 2 ) zijn, maar afhankelijk van de concentratie van de zure oplossing en de aard van het metaal kan het ook N 2(gas) of NH 3 zijn. In een reageerbuis brengen we een stukje koper en overgieten het met een verdunde salpeterzuur oplossing. De reactie komt traag op gang, maar door het feit dat ze exotherm is en dus de temperatuur stijgt, verloopt ze steeds sneller. We zien duidelijk een bruin gas (dus geen H 2(gas) ) ontsnappen: NO 2(gas). Tegelijkertijd ontstaat ook het kleurloze NO (gas) Oefening 17. De reacties die in bovenstaande proef gebeuren zijn de volgende: Cu + NO 3 Cu 2 + NO 2 Cu + NO 3 Cu 2 + NO Breng deze redoxreacties, die in zuur milieu (HNO 3 ) verlopen, in orde. Bijlage 10

23 Antwoord Zwavelzuur vertoont een bijzonder gedrag. Geconcentreerd en warm reageert het sulfaation overeenkomstig zijn plaats in de E o -waardentabel. Zn + 2 H 2 SO 4 ZnSO 4 + SO 2(gas) + 2 H 2 O Warm geconcentreerd zwavelzuur kan dus, zoals salpeterzuur, ook edele metalen (behalve Au en Pt) oxideren. Een verdunde of niet opgewarmde zwavelzuuroplossing gedraagt zich zoals een HCl-oplossing. Er ontstaat waterstofgas bij reactie met een onedel metaal. 2 Al + 6 H + (3 SO 4 2 ) 2 Al H2(gas) + (3 SO 4 2 ) Bijlage 11

24 6. Elektrolyse Elektrolyse is het teweegbrengen van chemische omzettingen door een elektrische stroom te sturen door een oplossing of een smelt. De kathode, verbonden met de negatieve pool van de stroombron, levert elektronen aan de positieve ionen of kationen die hierdoor gereduceerd worden. M n + n e M Dit is de kathodische reductie. Tegelijkertijd onttrekt de anode, verbonden met de positieve pool van de stroombron, elektronen aan de negatieve ionen of anionen waardoor deze geoxideerd worden. Z m - m e Z Dit is de anodische oxidatie. Elektrolyse van een smelt De smelt-elektrolyse is de enige methode om sterke reductoren en oxidatoren te bereiden. In de metallurgie wordt hiervan gebruik gemaakt om alkali- en aardalkalimetalen, alsook aluminium (reductoren) en dichloor en difluor (oxidatoren) te bereiden. Voorbeeld Bereiding van natrium en dichloor uit zout Het NaCl wordt gesmolten, samen met CaCl 2, wat het smeltpunt verlaagt van 800 C naar 600 C. De aangelegde spanning wordt zo geregeld dat er geen Ca 2 -ionen ontladen worden. De anode bestaat uit een cilinder in grafiet, waarrond zich een ijzeren kathode bevindt. kathodische reductie anodische oxidatie redoxreactie 2 (Na + e Na) 2 Cl - 2 e Cl 2(gas) 2 Na + 2 Cl 2 Na (vl.) + Cl 2(gas) Cel van Down Ook aluminium wordt via elektrolyse van een smelt bereid. Bijlage 12

25 Elektrolyse van waterige oplossingen Laten we eerst even kijken naar het verschil tussen een galvanische cel en een elektrolysecel. Een galvanische cel levert stroom onder een bepaalde spanning Voorbeelden Een elektrolysecel verbruikt stroom. Elektrolyse van een waterige zinkchloride-oplossing tussen Pt-elektroden Bij het aanleggen van een spanning worden aan de kathode zinkionen en aan de anode chloride-ionen ontladen. Hierdoor wordt de kathode bedekt met zink en ontstaat er aan de anode chloorgas. Er bouwt zich dus een galvanische cel op (Zn 2 (aq.) /Zn (vast) // Cl 2(gas) /Cl (aq.)) op, die een tegenelektromotorische spanning levert. Deze tegenspanning gaat geleidelijk naar een maximumwaarde. Deze waarde kan gemakkelijk berekend worden via de ons bekende formule voor de berekening van de E o(cel). E o(cel) = 1,36V - (- 0,76V ) = 2,12V Wil er nu verder afscheiding gebeuren van elektrolyseproducten dan zal E (aangelegd) E o(cel), hier 2,12V. Bovendien bestaat er een geheel aan factoren, polarisatie genoemd, dat er voor zorgt dat de aangelegde spanning nog een stuk hoger moet zijn dan berekend: concentratiepolarisatie: verarming aan ionen rond de elektrode wegens wegdiffunderen, overspanning (polarisatie voor gassen): hoog bij de afscheiding van H 2(gas) en O 2(gas) en bovendien functie van het elektrodemateriaal. Elektrolyse van een waterige NaCl-oplossing Mogelijke reacties aan de anode E o Mogelijke reacties aan de kathode E o 1 2 Cl - 2 e Cl 2 1,36 V 3 Na + e Na -2,71 V 2 2 H 2 O - 4 e O H 1,23 V 4 2 H 2 O + 2 e H OH -0,83 V We berekenen nu de aan te leggen spanning door de E o(cel) te berekenen via combinatie van de vier hogere waarden van de mogelijke galvanische cellen die een tegenelektromotorische spanning kunnen leveren: 1-3 1,36V - ( -2,71V ) = 4,07V 1-4 1,36V - ( -0,83V ) = 2,19V 2-3 1,23V - ( -2,71V ) = 3,94V 2-4 1,23V - ( -0,83V ) = 2,06V De laagste combinatiewaarde (2-4) zal dus bij progressief opvoeren van de aangelegde celspanning het eerst worden bereikt en bij overschrijding doorgaan. Wegens de grote overspanning van O 2 op de Pt-elektrode zal echter de combinatie (1-4) eerst doorgaan. Dit betekent dat aan de anode Cl 2(gas) en aan de kathode H 2(gas) zal ontstaan. Bijlage 13

26 Aan de kathode worden de Na -ionen niet ontladen en ontstaat een overmaat aan OH -ionen. De oplossing aan deze pool wordt basisch. Als het Cl 2(gas) dat aan de anode vrijkomt kan inwerken op de OH -ionen die aan de kathode achterblijven, dan grijpt volgende reactie plaats: OH (aq.) + Cl 2(gas) Cl (aq.) + ClO (aq.) + H 2 O Het mengsel (Cl + ClO ) bezit wegens de ClO -ionen een oxiderende werking die bijv. kleurstoffen kan oxideren (bleekwater). Bij opwarmen van een ClO -oplossing grijpt een nieuwe redoxreactie plaats, waarbij chloraationen ontstaan: 3 ClO (aq.) 2 Cl (aq.) + ClO 3 (aq.) Voor de industriële bereiding van Cl 2(gas) gaat men uit van een pekel (= sterk geconcentreerde oplossing van NaCl in water). Elektrolyse van een waterige NaOH-oplossing Mogelijke reacties aan de anode E o Mogelijke reacties aan de kathode E o 1 4 OH - 4e 2 H 2 O + O 2 0,40V 3 Na + e Na -2,71 V 2 2 H 2 O - 4 e O H 1,23 V 4 2 H 2 O + 2 e H OH -0,83 V We berekenen nu de aan te leggen spanning door de E o(cel) te berekenen via combinatie van de vier hogere waarden van de mogelijke galvanische cellen die een tegenelektromotorische spanning kunnen leveren: 1-3 0,40V - ( -2,71V ) = 3,11V 1-4 0,40V - ( -0,83V ) = 1,23V 2-3 1,23V - ( -2,71V ) = 3,94V 2-4 1,23V - ( -0,83V ) = 2,06V Hieruit volgt dat de combinatie (1-4) optreedt: er ontstaat O 2(gas) aan de anode en H 2(gas) aan de kathode. Samengevat komt de elektrolyse van een waterige NaOH-oplossing neer op het ontbinden van water in waterstofgas en zuurstofgas. Oefening 18. Maak een zelfde redenering voor de elektrolyse van een waterige HCl-oplossing. Elektroraffinage van Cu De elektrolytvloeistoffen, die bij de elektroraffinage gebruikt worden, kunnen waterige zoutoplossingen of gesmolten zouten zijn. Waterige oplossingen worden gebruikt bij de raffinage van Cu, Ag, Au en Pt. Elektroraffinage van Na, Mg, Ca, Al gebeurt met gesmolten zouten. Een schoolvoorbeeld van elektroraffinage, en meteen ook de economisch belangrijkste, is die van koper ( ton/jaar). De anode bestaat uit een dikke staaf onzuiver koper en de kathode bestaat uit een zeer dun staafje zeer zuiver koper. De elektrodepotentialen kan men zodanig instellen dat op de kathode enkel het te zuiveren metaal wordt gereduceerd. De elektrolytoplossing is meestal een mengsel van CuSO 4 en H 2 SO 4. Ag, Au en Pt worden aan de anode bij de aangelegde spanning niet geoxideerd, in tegenstelling tot koper dat als Cu 2 in oplossing gaat. De meer edele metalen slaan neer en worden in het slib onderaan het elektrolysevat teruggevonden. Pb slaat neer als PbSO 4. Sn, Bi en Sb worden geoxideerd maar verdwijnen in het slib via weinig oplosbare oxiden of hydroxiden. Fe, Ni, Co en Zn gaan als positieve ionen in oplossing, maar worden niet op de kathode afgezet bij de heersende negatieve potentiaal. Willen ze op de kathode worden afgezet, dan moet er een meer negatieve potentiaal worden aangelegd. Bijlage 14

27 Standaardnormaalpotentialen E o van redoxsystemen Redoxsysteem E o (V) F e 2 F + 2,87 H 2 O H + 2 e 2 H 2 O + 1,78 Au e Au + 1,50 MnO H + 5 e 2 Mn + 4 H2 O + 1,49 ClO H + 6 e Cl + 3 H2 O + 1,45 BrO H + 6 e Br + 3 H2 O + 1,44 Cl e 2 Cl + 1,36 2 Cr 2 O H + 6 e 3 2 Cr + 7 H2 O + 1,33 O H + 4 e 2 H 2 O + 1,23 MnO H + 2 e Mn H 2 O + 1,21 Pt e Pt + 1,18 Br e 2 Br + 1,07 2 NO H + 2 e N2 O H 2 O + 0,81 Ag + e Ag + 0,80 Fe e Fe 2 + 0,77 O H + 2 e H 2 O 2 + 0,68 MnO H2 O + 3 e MnO OH + 0,58 I e 2 I + 0,54 2 H 2 O + O e 4 OH + 0,40 Cu e Cu + 0,34 S + 2 H + 2 e H 2 S + 0,14 2 H + 2 e H 2 0,00 Bijlage 15

28 2 H + 2 e H 2 0,00 2 CrO H2 O + 3 e Cr OH - 0,12 Pb e Pb - 0,13 Sn e Sn - 0,14 Ni e Ni - 0,23 Cd e Cd - 0,35 Fe e Fe - 0,41 Cr e Cr - 0,74 Zn e Zn - 0,76 Mn e Mn - 1,03 Al e Al - 1,71 Mg e Mg - 2,38 Na + e Na - 2,71 Ca e Ca - 2,76 Ba e Ba - 2,90 K + e K - 2,92 Li + e Li - 3,05 Bijlage 16