Energie om mee te nemen

001 Nieuwe Scheikunde Energie om mee te nemen Een module over batterijen Module 02 Leerlingentekst

003 inhoud voorwoord 005 inleiding 006 elektrische energie 007 hoe reageren een reductor en een oxidator op elkaar 011 redoxreacties maar nu op afstand 015 andere oxidatoren en reductoren 017 wat is shet verschil tussen oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen? 020 chemische energie 023 hoe duurzaam is een batterij 025

005 voorwoord Deze module gaat over batterijen. Batterijen zijn een draagbare vorm van energie. Vergeleken met elektrische energie uit het stopcontact zijn ze handig, omdat de stroombron relatief klein is en je ze overal kan gebruiken. Ze zijn aan de andere kant erg duur. Bovendien kleven er allerlei milieubezwaren aan batterijen. In deze module komt de chemie die een rol speelt bij batterijen uitgebreid aan de orde. Je leert van alles over redox reacties. Bovendien leer je hoe het komt dat je sommige batterijen wel kunt opladen an andere weer niet. De module wordt afgesloten met een klein project over het recyclen van batterijen. De module kan gebruikt worden ter vervanging van de hoofdstukken over redox reacties in een willekeurige chemie-methode. Jan Apotheker, Mei 2009 Frans Carelsen, Jan de Gruijter, Januari 2010 Colofon Deze versie van de module Energie om meet te nemen? Module 2, is gemaakt door Jan Apotheker in opdracht van de Projectgroep Nieuwe Scheikunde en is deels gebaseerd op hoofdstuk uit ëinteraktiv Chemie, 9/10, Ausgabe N, Cornelsen, Berlin, pp141 ev. Tevens is commentaar van Foppe de Lange, Jan de Gruijter en Véronique van de Reijt in deze module verwerkt Eindredactie: Jan de Gruijter en Frans Carelsen Basisontwerp en vormgeving: Twin Media bv, Culemborg SLO, Enschede, maart 2010 Disclaimer 2009 Stichting leerplanontwikkeling (SLO), Enschede Het auteursrecht op dit onderwijsmateriaal voor Nieuwe Scheikunde berust bij SLO. SLO is derhalve de rechthebbende zoals bedoeld in de hieronder vermelde creative commons licentie. Het materiaal voor Nieuwe Scheikunde is tot stand gekomen in het kader van het project ënieuwe Scheikundeí onder auspicieën van SLO en is mede ontwikkeld en gefinancierd door het ministerie van Onderwijs Cultuur en Wetenschappen (OCW), Platform Be`taTechniek (PBT), Vereniging van de Nederlandse Chemische Industrie (VNCI), Stichting C3, Stichting Theorie uit experimenten (TUE), Centraal Instituut voor Toetsontwikkeling (Cito) in samenwerking met vele middelbare scholen, hogescholen, universiteiten, kennisinstellingen en (chemische) bedrijven. SLO en door SLO ingehuurde auteurs hebben bij de ontwikkeling van het onderwijsmateriaal gebruik gemaakt van materiaal van derden. Bij het verkrijgen van toestemming, het achterhalen en voldoen van de rechten op teksten, illustraties, enz. is de grootst mogelijke zorgvuldigheid betracht. Mochten er desondanks personen of instanties zijn die rechten menen te kunnen doen gelden op tekstgedeeltes, illustraties, enz. van dit onderwijsmateriaal, dan worden zij verzocht zich in verbinding te stellen met SLO. Aangezien het experimenteel voorbeeldmateriaal is, dat weliswaar (groten)- deels uitgetest is, maar nog niet volledig is uitontwikkeld, kan het nodig zijn en is het toegestaan het materiaal aan te passen en op maat te maken voor de eigen onderwijssituatie. SLO ontvangt graag feedback via e-mail: nieuwescheikunde@slo.nl. Hoewel het materiaal met zorg is samengesteld en getest is het mogelijk dat deze onjuistheden en/of onvolledigheden bevatten. SLO aanvaardt derhalve geen enkele aansprakelijkheid voor enige schade, voortkomend uit (het gebruik van) dit materiaal. Voor dit onderwijsmateriaal geldt een Creative Commons Naamsvermelding- Niet-Commercieel-Gelijk delen 2.5 Nederland licentie (http://creativecommons. org/licenses/by-nc-sa/3.0/nl/) Aangepaste versies hiervan mogen alleen verspreid worden indien het in het colofon vermeld wordt dat het een aangepaste versie betreft, onder vermelding van de naam van de auteur van de wijzingen.

006 energie om mee te nemen Een module over batterijen Contextvragen In deze module staat de volgende vraag centraal: Hoe wordt chemische energie omgezet in elektrische energie? Om deze vraag te kunnen beantwoorden moeten een aantal deelvragen beantwoord worden: 1 Welke soort chemische reacties vinden plaats in een batterij? 2 Kunnen we voorspellingen doen over dit soort reacties? 3 Hoe komt het dat de ene batterij oplaadbaar is en de andere niet? 4 Hoe kan een batterij opgeladen worden? 5 Hoeveel energie levert een batterij? Daarnaast speelt ook nog de vraag hoe duurzaam batterijen zijn. 1 Inleiding Er komen steeds meer apparaten op de markt, die elektrische energie gebruiken, zonder dat ze een verbinding hebben met een stopcontact. Dat betekent dat deze apparaten hun eigen elektrische energie mee moeten nemen. Sommige apparaten hebben hun systeem verborgen in het apparaat. Zoals de I-pod en de mobile telefoon. Bij andere kun je batterijen kopen, die je regelmatig moet vervangen of opladen. Batterijen heb je in allerlei soorten en maten. Van een accu in een auto, met een gewicht van tegen de 50 kg, tot een knoopje voor een gehoorapparaat van 500 mg. In deze module gaan we kijken naar de chemie die een rol speelt bij batterijen. In de batterij vindt een chemische reactie plaats, waarbij de chemische energie wordt omgezet in elektrische energie. Voor batterijen is de verhouding tussen de massa van die batterij en de energie die ze kunnen leveren een belangrijke factor. Het is nog steeds zeer actueel batterijen uit te vinden met een kleine massa en een groot vermogen. Tot een jaar of 10 geleden bestonden er alleen batterijen waarbij de grondstoffen in de batterij zelf zaten. Een jaar of 10 geleden ontstonden vooral door invloed vanuit de ruimtevaart zogenaamde brandstofcellen. De stoffen die met elkaar reageren, bijv. waterstof en zuurstof, zaten

007 buiten de batterij. Hierdoor kan de batterij altijd elektrische energie leveren, zolang je maar brandstof toevoert. (Zie bron 1). 1 a Neem bron 1 globaal door. Zoek op internet of er een nieuwe publicatie van Toshiba is waaruit blijkt dat de brandstofcel inderdaad wordt gebruikt. b Geef de vergelijking van de twee (half)reacties waarop de brandstofcel van Toshiba nu is gebaseerd. Normale batterijen raken op een gegeven moment op. Dat wil zeggen dat (één van) de chemische stoffen, die in de batterij zitten, omgezet zijn. Op dat moment levert de batterij geen stroom meer. Sommige batterijen zijn oplaadbaar. Het oudste voorbeeld daarvan is de loodaccu, die bij auto s en motoren wordt gebruikt. Ook zijn de meeste energiedragers in mobiele apparaten tegenwoordig oplaadbaar. (Zie bron 2). De methanol waarvan sprake is in bron 1, pagina 3, wordt gemaakt uit aardgas (hoofdzakelijk methaan) en stoom. In eerste instantie ontstaat dan koolstofmono-oxide en waterstof. 2 Geef van de reactie van methaan en stoom de reactievergelijking. Vervolgens reageren de ontstane stoffen tot methanol. 3 Geef ook van deze reactie de reactievergelijking. 4 Bereken hoeveel kg methaan nodig is om 39,5 kg methanol (ongeveer een tank vol!) te maken. 5 Bereken met behulp van Binastabel 56 of er bij de productie van methanol vanuit methaan energie moet worden toegevoegd of dat er energie verloren gaat. 2 Elektrische energie In dit deel gaan we ons bezig houden met de manier waarop we elektrische energie verkrijgen uit chemische energie. Je bent beslist al tegengekomen dat je de ene vorm van energie kunt omzetten in een andere vorm van energie. Dat gaat normaal niet met een rendement van 100%. Je raakt altijd een beetje energie kwijt in de vorm van warmte. Dat kun je bijvoorbeeld merken aan het feit dat je laptop warm wordt als die een tijdje gebruikt wordt. 2.1 Batterijen De brandstofcel draaiend op methanol is verkrijgbaar bij Toshiba. Die kun je nu al wel kopen, maar kost 2000 tot 3000. Daarnaast zijn er veel batterijen op de markt. De prijzen ervan variëren nogal. De eenheid waarin de lading (Q) van een batterij wordt uitgedrukt is meestal Ah. Dat betekent ampère-uur. 6 Maak een tabel met daarin een aantal grootheden en eenheden die te maken hebben met elektriciteit. Zie hiervoor BINAS tabel 4 en 5. Grootheid Eenheid Onderling verband Stroomsterkte, I Spanning, U Vermogen, P Weerstand, R Energie, E Lading, Q

008 7 Waarom zou de prijs van een batterij afhangen van het vermogen en dus van het aantal ampère-uur? 8 Vergelijk de prijs van een kwh elektrische energie uit het stopcontact met de prijs van een kwh batterijen energie. Om iets meer te weten te komen over een batterij gaan we er eerst zelf één maken. Naast de loodaccu is de meest bekende batterij de alkaline batterij. Die gaan we in experiment 1 zelf maken. experiment 1 De alkaline batterij Doel Het maken van een eenvoudige alkaline batterij. Inleiding De meest bekende batterij is de alkaline batterij. Die kun je makkelijk zelf namaken. Daardoor kun je beter begrijpen wat er in de batterij gebeurt. Nodig Bekerglas van 250 ml, hoog model Plaat zink van 5 bij 8 cm bij 0,1 cm Figuur 1 Vast mangaan(iv)oxide 1 M oplossing van kaliumhydroxide in water Extractiehuls Koolstaaf (vulpotlood) Lampje, multimeter/ volt meter en ampèremeter, snoeren en krokodillenbekjes Uitvoering Bedek de binnenkant van het bekerglas met de plaat zink. Maak een pasta van het mangaan(iv)oxide en wat van de kaliumhydroxideoplossing. Breng de pasta over in de extractiehuls en zet de koolstaaf daarin. Plaats de huls in het bekerglas, zodat het zink losjes om de huls heen past. Schenk het bekerglas halfvol met de kaliumhydroxideoplossing. Controle van de werking van de batterij Sluit het lampje aan op de zinkplaat en de koolstaaf. Meet de spanning en meet de stroomsterkte. Ga met behulp van de meter na welke pool positief is en welke pool negatief. Bereken het vermogen van je batterij. 2.2 Bespreking In een alkaline batterij wordt geen zinkstaaf gebruikt, maar zinkpasta bestaande uit zinkpoeder en een kaliumhydroxideoplossing. Verder is de alkaline batterij hetzelfde als je nu gemaakt hebt. Het neutrale zink staat elektronen af en vormt positieve zinkionen: Zn 0 Zn 2+ + 2 e

009 Het zink gaat hier dus in oplossing terwijl de elektronen op de pool achterblijven. Hierdoor ontstaat op deze pool een overschot aan elektronen. We noemen deze daarom de (-) minpool. Aan de andere kant reageert het mangaan(iv)oxide tot o.a. Mn 2+ ionen: Mn 4+ + 2 e Mn 2+ Hierbij worden uit de andere pool dus juist elektronen opgenomen, waardoor deze positief wordt, de (+) pluspool. Verbinden we de minpool met de pluspool dan zal waar een overschot aan elektronen een stroom van elektronen plaatsvinden naar daar waar een tekort is. Er ontstaat dus een elektronenstroom van de minpool naar de pluspool. De kaliloog, KOH-oplossing, meestal elektrolyt genoemd, is nodig om een gesloten stroomkring te krijgen door ionen te kunnen laten stromen. Bovenstaande reacties aan de min- en pluspool worden halfreacties genoemd. Aan bovenstaande halfreacties kan je zien dat er evenveel mol elektronen worden afgestaan bij het zink als worden opgenomen door het Mn 4+. Namelijk 2 mol elektronen per mol Zn resp. Mn 4+. Daardoor zijn deze 2 halfreacties eenvoudig bij elkaar op te tellen. 9 Geef van deze totaalreactie de reactievergelijking. De reactie, die optreedt in een batterij, is gebaseerd op elektronenoverdracht en die noemen we een redoxreactie. 2.3 Theorie De ene stof geeft elektronen af en is dus een elektronen-donor, de andere stof neemt ze op en is dus een elektronen-acceptor. Een elektronen-donor noemen we een reductor, een elektronen-acceptor wordt een oxidator genoemd. Gemakkelijk te onthouden is dat een Oxidator elektronen Opneemt. Omdat (neutrale) metalen meestal positieve ionen vormen door elektronen af te staan, zijn dit vaak reductoren. Bijv: Fe 0 Fe 2+ + 2 e (Neutrale) niet-metalen kunnen elektronen opnemen en zijn meestal oxidatoren. Bijv: S 0 + 2 e S 2 10 De vergelijking van het verbranden van magnesium is 2 Mg(s) + O 2 (g) 2 MgO(s). Welke stof is de reductor en welke stof de oxidator? Geef van beide de halfreactie. Voor we ingaan op de achtergrond van dit soort reacties zoeken we eerst wat meer voorbeelden van reacties die in een batterij kunnen plaatsvinden. Het verschil tussen de verschillende typen batterij zit vooral in de reactie die optreedt in de batterij.

010 opdracht 1 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? Wat is de gemiddelde levensduur van deze batterij? 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, of bron 2 en 3) 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 We kunnen nu contextvraag 1 beantwoorden: Welke soort chemische reacties vinden plaats in een batterij? Chemische reacties in een batterij noemen we redoxreacties. De reacties spelen zich af bij de minpool en de pluspool. We zien dat er steeds een donor is van elektronen en ook steeds een acceptor van elektronen. Door de polen via een draad met elkaar te verbinden gaat er een stroom lopen. De elektronen worden via de draad van de donor naar de acceptor getransporteerd. Daarbij kunnen de elektronen (een deel van) hun energie afstaan.

011 3 Hoe reageren een reductor en een oxidator met elkaar? experiment 2 demoproef Directe redoxreacties Doel Welk metaal reageert met een metaalion (afkomstig van een in water opgelost zout)? Welk deeltje is de oxidator en welk de reductor? Nodig 0,1 M oplossingen van een zilverzout, een koper(ii)zout, een lood(ii)zout, een tin(ii)- zout, een ijzer(ii)zout en een zinkzout in water Een zilver-, koper-, lood-, tin-, ijzer- en zinkstaaf Multimeter/ volt meter en ampèremeter, snoeren en krokodillenbekjes. Werkwijze De docent voert of laat het volgende experiment uitvoeren. Hij zet steeds een staafje metaal in een oplossing van een aantal verschillende metaalionen. Ag + Cu 2+ Pb 2+ Sn 2+ Fe 2+ Zn 2+ Ag Cu Pb Sn Fe Zn X X X X X X Opdracht 11 a Wat neem je waar? b Schrijf in de tabel op welke reacties verlopen (+ betekent dat de reactie verloopt, - dat de reactie niet verloopt). c Schrijf de reactievergelijking op en vermeld erbij welke stof de reductor en welke de oxidator is. Je ziet dat er soms wel en soms geen reactie optreedt. Dat is natuurlijk niet zo raar. Als de reactie 2 Ag + + Cu 2 Ag + Cu 2+ optreedt, ligt het niet voor de hand dat de omgekeerde reactie optreedt. 12 a Welke reductor (metaal) staat het makkelijkst elektronen af? b Welke oxidator(metaalion) neemt ze het makkelijkst op? 3.1 Voorlopige conclusie Reductoren en oxidatoren komen in koppels voor en ze zijn niet even sterk. Je kunt de metalen rangschikken op reductorsterkte. Aan de hand daarvan is ook de edelheid van metalen gedefinieerd. Zilver wordt door elk ander metaal uit de oplossing verdreven en noemen we daarom edel. 13 Welk metaal in het rijtje van experiment 2 is het minst edel?

012 Een tweede groep stoffen die we gaan onderzoeken zijn van de niet-metalen, de halogenen. experiment 3 Redoxreacties met halogenen Doel Welk halogeen chloor, broom of jood reageert in aanwezigheid van hun zoutoplossingen? Nodig 0,1 M oplossingen van natriumchloride, natriumbromide en natriumjodide in water, met 1% stijfsel Chloorwater, broomwater en joodwater 9 filtreerpapiertjes Penselen Werkwijze Drenk drie filtreerpapiertjes in een 0,1 M oplossing van natriumchloride (schrijf met potlood in een hoekje NaCl op de drie papiertjes). Drenk nog drie filtreerpapiertjes in een 0,1 M oplossing van natriumbromide (schrijf met potlood in een hoekje NaBr op de drie papiertjes) en tenslotte drie filtreerpapiertjes in een 0,1 M oplossing van natriumjodide in stijfselwater. (schrijf met potlood in een hoekje NaI op de drie papiertjes). Plaats in ieder flesje chloorwater, broomwater en joodwater een penseel. Schrijf vervolgens met een penseel gedoopt in chloorwater op de eerste drie papiertjes de letters Cl, op de volgende drie met broomwater een Br en op de laatste drie met joodwater een I. NaCl-opl NaBr-opl NaI-opl Cl 2 Br 2 I 2 X X X Opdracht 14 Wat neem je waar? Als er een reactie plaatsvindt, geef je een plus in bovenstaande tabel. Ook hier zie je net als bij de metalen een volgorde in reductorsterkte en oxidatorsterkte. 15 Rangschik deze 3 koppels naar oxidator- en reductorsterkte. Zet de sterkste oxidator linksboven 16 Wat is de lading van het chlooratoom in Cl 2? Weer een stukje theorie Bij de directe redoxreacties, experiment 2, vallen een aantal dingen op als je de metalen met elkaar gaat vergelijken. Het ene metaal is in staat het andere metaal uit de oplossing te verdrijven. Dit metaal is dus sterker (als reductor) dan het metaal dat uit de oplossing wordt verdreven. Op basis daarvan kun je de metalen rangschikken. Je spreekt van de verdringingsreeks van de metalen. Onedele metalen, zoals natrium en zink zijn sterke reductoren. Edele metalen, zoals goud en zilver zijn zwakke reductoren. Let op het gaat hier dus om de zuivere metalen.

013 De netto lading van de deeltjes in zuivere metalen is 0. In een zout(oplossing) kunnen metaalionen voorkomen, dan hebben ze een positieve lading en kunnen dan als oxidator reageren, maar, pas op, soms ook weer als reductor. In Binastabel 48 staan aan de rechterzijde een grote hoeveelheid reductoren naar sterkte gerangschikt. 17 Welk metaal is een sterkere reductor: ijzer of lood? Klopt dat met je ervaring uit experiment 2? 18 Welk metaal is volgens de tabel de sterkste reductor? En welk deeltje de zwakste? 19 a Welk metaal is als reductor sterker: tin of chroom? b Geef van beide halfreacties de vergelijking. c Leg uit dat Sn 2+ zowel als oxidator als reductor kan optreden. d Geef nog twee voorbeelden van metaalionen die zowel oxidator als reductor kunnen zijn. In Binastabel 48 staan aan de linkerzijde de oxidatoren eveneens naar sterkte gerangschikt. Bovenaan staat de sterkste oxidator, fluor (F 2 ). Fluor kan dus heel gemakkelijk elektronen opnemen en daarbij overgaan in F : F 2 + 2 e 2 F 20 a Welke oxidator is sterker: Cl 2 of I 2? Klopt dit met je uitkomst van experiment 3 (vraag 14)? b Geef van beide halfreacties de vergelijking. Brengen we nu een oxidator en een reductor samen dan kan een reactie optreden. Dit is afhankelijk van de positie van de oxidator t.o.v. de reductor in tabel 48. We kunnen nu contextvraag 2 beantwoorden: Kunnen we voorspellingen doen over dit soort reacties? Een redoxreactie vindt plaats als de oxidator in tabel 48 linksboven de reductor staat. Er geldt altijd dat de sterkste oxidator reageert met de sterkste reductor! We schrijven dan de halfreactie van de oxidator gewoon van links naar rechts, maar pas op, die van de reductor van rechts naar links (een beetje op z n Arabisch dus!). 21 Geef de totaalreactie tussen cadmium (Cd) en jood (I 2 ) door beide halfreacties op te tellen. Als er een reactievergelijking moet worden afgeleid, geldt dat er goed gekeken moet worden welke deeltjes reageren. Voor tabel 48 gelden nog een paar speciale regels. Sommige deeltjes staan er vaker in. Bijvoorbeeld Cu 2+. Cu 2+ + I + e CuI Cu 2+ + 2 e Cu Cu 2+ + e Cu + + 0,85 V + 0,34 V + 0,15 V Als er Cu 2+ -ionen in de oplossing aanwezig zijn, kan de reactie op drie manieren verlopen. Het koperion kan in principe kiezen hoe het reageert. welke keuze gemaakt wordt hangt deels van de omstandigheden af. Voor de bovenste moeten er ook I ionen zijn. Als die er niet zijn kan het niet op deze manier reageren. Het Cu 2+ reageert als oxidator. Hoe hoger de standaardelektrodepotentiaal des te sterker de oxidator. Het koperion zal er dan voor kiezen om te reageren tot reageren tot Cu volgens de middelste halfreactie.

014 Een ander probleem dat speelt bij tabel 48 is de aanwezigheid van hulpdeeltjes zoals H + of OH. Halfreacties waarbij dit soort deeltjes meereageren kan je alleen gebruiken als die deeltjes ook daadwerkelijk aanwezig zijn. De concentratie van deze deeltjes moet tenminste 1 mol L -1 zijn. In de praktijk spreken we vaak van een aangezuurde oplossing of een basische oplossing van X. Als je goed naar tabel 48 kijkt dan zie je dat bij aanwezigheid van H + (zuur) de oxidator sterker wordt (zie bijv. MnO 4 ). Aanwezigheid van OH (base) versterkt juist de reductor (zie bijv. SO 3 2 ). 22 Zoek uit tabel 48 nog een voorbeeld waarbij de oxidator wordt versterkt door aanwezigheid van H + en nog een voorbeeld van een stof die een sterkere reductor wordt als OH aanwezig is. Voorbeeld hoe je een redoxreactie opstelt. Reactie tussen aangezuurd kaliumdichromaat-oplossing en een mierenzuur-oplossing. Doorloop de volgende stappen: 1 Aanwezig in de oplossing: K +, Cr 2 O 7 2, H +, Sn 2+ en Cl en natuurlijk H 2 O. 2 Bepaal welke deeltjes als oxidator of als reductor of als beide kunnen reageren. 3 Bepaal daarna welk deeltje de sterkste oxidator en welk deeltje de sterkste reductor is. Doe dat door alle oxidator en daarna alle reductor met elkaar te vergelijken in tabel 48. Cr 2 O 7 2 is hier gecombineerd met H + de sterkste oxidator Sn 2+ is hier de sterkste reductor 4 Om een reactievergelijking te krijgen schrijf je beide halfreacties onder elkaar: Cr 2 O 7 2 + 14 H + + 6 e 2 Cr 3+ + 7 H 2 O (1x) Sn 2+ Sn 4+ + 2e (3x) 5 Omdat het aantal elektronen dat wordt opgenomen gelijk moet worden aan het aantal dat wordt afgestaan, moet je de onderste halfreactie met drie vermenigvuldigen en daarna optellen: Cr 2 O 7 2 + 14 H + + 3 Sn 2+ 3 Sn 4+ + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Om het uitschrijven van vergelijkingen te oefenen, ga je een practicum doen. experiment 4 Enkele redoxreacties Je leidt aan de hand van de bovengenoemde stappen eerst de reactievergelijking af en vervolgens voer je de proef uit om na te gaan of je vergelijking klopte. Doel Kennismaken met een aantal redoxreacties en oefenen met het schrijven van de reactievergelijkingen die daarbij horen.

015 Nodig 0,1 M oplossing van kaliumpermanganaat in water 0,1 M oplossing van oxaalzuur in water 0,1 M oplossing van natriumsulfiet in water 0,1 M oplossing van kaliumjodide in water 1 M zwavelzuur 3% waterstofperoxideoplossing in water 0,1 M zoutzuur 0,1 M oplossing van natriumthiosulfaat (Na 2 S 2 O 3 ) in water Reageerbuizen Opdracht vooraf Zoek beide halfreacties op die horen bij de reacties van 23 aangezuurd kaliumpermanganaat en oxaalzuur 24 niet aangezuurd kaliumpermanganaat en natriumsulfiet 25 aangezuurd waterstofperoxide en kaliumjodide 26 zoutzuur en natriumthiosulfaat Schrijf vervolgens de totale reactievergelijkingen op. Werkwijze Voeg telkens de volgende oplossingen bij elkaar, noteer waarnemingen en verifieer je reactievergelijkingen: Aangezuurd kaliumpermanganaat (gelijke delen 0,1 M kaliumpermanganaat en 1 M zwavelzuur) en oxaalzuur. Niet aangezuurd kaliumpermanganaat en natriumsulfiet. Aangezuurd waterstofperoxide ( gelijke delen 3% waterstofperoxide en 1 M zwavelzuur) en kaliumjodide. Zoutzuur en natriumthiosulfaat. Om nog meer te kunnen oefenen met het opstellen van redoxreacties zie bijlage 1. 4 Redoxreacties maar nu op afstand Reductoren en oxidatoren kunnen door direct contact met elkaar reageren, maar omdat metalen de elektrische stroom goed kunnen geleiden, kun je het ook op een afstand van elkaar doen. Daar maak je gebruik van in een batterij. Een aantal experimenten van Experiment 4 kunnen we ook anders uitvoeren, waarbij we het spanningsverschil meten experiment 5 Bepaling van het spanningsverschil Inleiding Als er een reactie aan een elektrode optreedt, worden elektronen aan de elektrode afgestaan of opgenomen. Dat wil zeggen dat je er een spanningsverschil tussen beide elektroden kan bestaan. Dat is met een voltmeter te meten. Doel Bepaling van het spanningsverschil tussen metalen elektroden en hun opgeloste zouten.

016 Nodig 6 bekerglazen van 100 ml 0,1 M oplossingen van een zilverzout, een koper(ii)zout, een lood(ii)zout, een tin(ii) zout, een ijzer(ii)zout en een zinkzout in water Een zilver-, koper-, lood-, tin-, ijzer en zinkstaaf Multimeter/voltmeter en ampèremeter, snoeren en krokodillenbekjes Zoutbrug Werkwijze De docent voert het volgende experiment uit (zie figuur 2). Hij plaatst staafjes metaal in een bekerglas met een oplossing van het betreffende metaalion. Tussen beide bekerglazen wordt een zoutbrug geplaatst. Vervolgens meet de docent het spanningsverschil tussen de twee metaalstaafjes. anode elektronen kathode zoutbrug Figuur 2 Ag/Ag + Cu/Cu 2+ Pb/Pb 2+ Sn/Sn 2+ Fe/Fe 2+ Zn/Zn 2+ Ag/Ag + Cu/Cu 2+ Pb/Pb 2+ Sn/Sn 2+ Fe/Fe 2+ Zn/Zn 2+ x x x x x x Opdracht Wat neem je waar? Schrijf in de tabel op welke reacties verlopen (+ betekent dat de reactie verloopt, - dat de reactie niet verloopt). Schrijf de reactievergelijking op en vermeld erbij welke stof de reductor en welke de oxidator is. Om de reductor-/ oxidatorsterkte uit te drukken gebruiken we een grootheid, die de standaardelektrodepotentiaal wordt genoemd. De eenheid die erbij hoort is de volt. Het symbool is V o. De V o loopt ongeveer van +3 V tot -3 V. De standaardelektrodepotentiaal hoort bij een redoxkoppel en staat in tabel 48 van Binas. Het is het spanningsverschil gemeten tussen een redoxkoppel en het redoxkoppel H 2 / H +.

017 Hoe groter de elektrodepotentiaal des te sterker de oxidator. Omgekeerd geldt hoe lager de elektrodepotentiaal, des te sterker de reductor. Het absolute verschil tussen deze elektrodepotentialen noemen we de bronspanning van deze cel. Het enige waar je voor moet zorgen is dat er een gesloten stroomkring is. In de batterij zorgt daar een oplossing van zouten (de elektrolyt) voor. In de batterij, die je zelf gemaakt hebt, was dat het kaliloog. Deze oplossing zorgt ervoor dat ionen kunnen stromen. Er gaat pas een (elektronen) stroom lopen als je de beide polen met elkaar verbindt en zo de stroomkring sluit. In de draad stromen dus de elektronen en in de zoutbrug (zie figuur 2) de ionen. Schematisch geven we de batterij vaak als volgt weer: Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu Een verticaal streepje betekent dat de aangegeven deeltjes met elkaat in contact staan. Een dubbelstreepje betekent een zoutbrug. Voorbeeld Een bekende elektrische cel is de zogenaamde Daniëll-cel. Men heeft hierbij aan de ene zijde een Cu-elektrode staand in een 1,0 M CuSO 4 -oplossing en aan de andere zijde een Zn-elektrode in een 1,0 M ZnSO 4 -oplossing. Beide elektroden worden met een draad met elkaar verbonden en er is een zoutbrug tussen de oplossingen. Volgens tabel 48 vindt aan de Cu-elektrode de volgende reactie plaats: Cu 2+ + 2 e Cu halfreactie 1 En aan de Zn-elektrode: Zn Zn 2+ + 2 e halfreactie 2 Aan de Cu-elektrode worden elektronen weggehaald door halfreactie 1. 27 Beredeneer welke lading de Cu-elektrode daardoor krijgt. 28 Doe hetzelfde met de Zn-elektrode. 29 Teken bovenstaande schematische voorstelling van de batterij over en geef bijschriften met alle deelnemende stoffen van de Daniëll-cel. 30 Bereken aan de hand van de normaalpotentialen van de Daniëll-cel hoe groot de bronspanning van deze cel is. (zie ook voor waarden tabel 48). 5 Andere oxidatoren en reductoren (facultatief) Er zijn nog meer redoxkoppels dan de koppels die hierboven beschreven zijn. In de zelf gemaakte batterij gebruiken we bijvoorbeeld MnO 2. Er is een grote groep verbindingen van de niet metalen, en de overgangsmetalen met zuurstof, die kunnen optreden als elektron-donor en -acceptor. Daarnaast zijn er nog allerlei organische verbindingen, zoals alkanolen en alkanalen die als oxidator en reductor kunnen fungeren. Deze zuurstofverbindingen van de overgangsmetalen hebben vaak prachtige kleuren. In halfedelstenen komen ze vaak voor. Ook worden ze vaak gebruikt als pigment in verven en in plastics.

018 Om te zien of er een redoxreactie heeft plaats gevonden, kun je kijken naar de ladingsverandering van de deeltjes. Bijvoorbeeld: Sn 4+ + Pb Sn 2+ + Pb 2+ Niet altijd is dat even duidelijk te zien zoals in deze halfreactie: NO 3 + 4 H + + 3 e NO + 2 H 2 O halfreactie A Daarom gebruiken we het begrip oxidatiegetal. 4.1 Oxidatiegetal Als je googlet op oxidatiegetal krijg je allerlei ingewikkelde beschrijvingen. Vooral die van wikipedia is haast niet te volgen. Bij de bepaling van het oxidatiegetal ga je ervan uit dat alle bindingen ionbindingen zijn. Zuurstof vormt daarbij bijna altijd 2- ionen en waterstof 1+. De som van de ladingen in een deeltje is de netto lading van dat deeltje. Neem bijvoorbeeld SO 4 2 S? O 4. 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. 31 Hoe verandert het oxidatiegetal van N-deeltje in NO 3 - van oxidatiegetal in halfreactie A? (zie boven) 32 MnO 4 kan worden omgezet in MnO 2. Hoe verandert het oxidatiegetal van Mn? Hoeveel elektronen heeft het Mn opgenomen of afgestaan? 5.2 Zuurstof Zuurstof speelt een belangrijke rol bij redoxreacties. Je ziet dat het aantal gebonden zuurstofatomen door een overgangsmetaal of niet metaal verandert tijdens de reactie. Als er geen water is, geldt dat het aantal zuurstofatomen dat wordt afgestaan gelijk wordt aan het aantal dat wordt opgenomen. Reacties zonder water verlopen vaak heftig.

019 Voorbeeld: experiment 6 demoproef De reactie van ethanol met zwavelzuur Doel Water is vaak nodig om een redoxreactie te laten verlopen of minder heftig te laten verlopen. Nodig Geconcentreerd zwavelzuur Absolute ethanol Kaliumpermanganaat Bekerglas van 100 ml Reageerbuis Werkwijze Breng in een reageerbuis 2 ml geconcentreerd zwavelzuur en daarna 4 ml absolute ethanol. Meng beide vloeistoffen door de reageerbuis voorzichtig rond te draaien. Plaats de buis in een leeg bekerglas van 100 ml. Voeg aan de reageerbuis een kristal kaliumpermanganaat toe. Opdracht Wat neem je waar? Verdun de vloeistof in de reageerbuis met 4 ml water. Voeg opnieuw een kristal kaliumpermanganaat toe. Is er verschil in reactie ten opzichte van de eerste keer? 33 Geef de (totale) reactievergelijkingen tussen het aangezuurde kaliumpermanganaat en ethanol waarbij het ethanol tot resp. ethanal en azijnzuur wordt omgezet Conclusie Met water verloopt het vaak wat minder heftig. Dat komt omdat het water fungeert als een stof die met de O 2 -ionen kan reageren en dus kan opnemen: O 2 + H 2 O 2 OH Als de oplossing zuur is, dan reageert het H + met het O 2 : O 2 + 2 H + H 2 O Daarnaast kunnen deeltjes als OH en H 2 O zuurstof leveren als dat nodig is: 2 OH O 2 + H 2 O H 2 O O 2 + 2 H + Opstellen van redoxreacties zonder de steun van tabel 48 van Binas kan gedaan worden in de opgave in bijlage 2.

020 6 wat is het verschil tussen oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen? We gaan nu aan de hand van onderstaande vragen Contextvraag 3 proberen te beantwoorden: Hoe komt het dat de ene batterij oplaadbaar is en de andere niet? 34 Kijk nu terug naar de reactievergelijkingen bij de batterijen. Maak twee kolommen: één met oplaadbare batterijen en één met de niet-oplaadbare. Zoek in tabel 48 de bijbehorende halfreacties en noteer het getal, dat daar achter staat bij de halfreacties. Je zult zien dat het verschil overeenkomt met de spanning van de batterij. Vergelijk de kolommen van oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen. Noteer de verschillen. Beantwoord nu contextvraag 3. 5.1 Opladen van batterijen In het vorige onderdeel heb je gezien dat er twee belangrijke verschillen zijn tussen oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen: Het belangrijkste verschil zit in de reactieproducten. Bij een oplaadbare batterij blijven die gebonden aan de elektrode. Bij het opladen wordt de reactie omgekeerd, en wordt de oorspronkelijke elektrode weer teruggevormd. De deeltjes blijven dus min of meer op hun plek. Een tweede verschil is dat bij de meeste oplaadbare batterijen de ionenconcentraties constant blijven. Hierdoor blijft tijdens stroomlevering de spanning van de batterij constant. Bij de niet-oplaadbare batterijen neemt over het algemeen de inwendige weerstand toe omdat de ionenconcentraties afnemen, waardoor de stroomsterkte afneemt. Hoe wordt een batterij nu opgeladen? Om hier iets over te kunnen zeggen wordt eerst een experiment uitgevoerd. Je kunt dat zelf doen en het kan ook als demonstratieproef door de docent gedaan worden. experiment 7 Een eenvoudige loodaccu Doel Het maken van een eenvoudige loodaccu, waardoor het principe van opladen duidelijk wordt. Nodig Bekerglas van 100 ml 4M zwavelzuur Twee loodplaten die juist in het bekerglas passen Latje van minstens 16 mm dik en langer dan de diameter van het bekerglas Nietmachine Voltmeter Ampèremeter Spanningsbron Stroomdraden en krokodillenklemmen Lampje van 1,5 V