Een module over batterijen

module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
001
unde
ik
e
h
c
S
e
w
u
ie
N
m
o
e
i
g
r
e
n
E
n
e
m
e
n
e
t
e
me
Een
n
e
j
i
r
e
t
t
a
b
r
e
module ov
Module 02
t
Leerlingenteks
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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 Toets-
ontwikkeling (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: [email protected].
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 NaamsvermeldingNiet-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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
007
buiten de batterij. Hierdoor kan de batterij altijd elektrische energie leveren, zolang je maar
brandstof toevoert. (Zie bron 1).
1 aNeem bron 1 globaal door. Zoek op internet of er een nieuwe publicatie van Toshiba is
waaruit blijkt dat de brandstofcel inderdaad wordt gebruikt.
bGeef 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 lood­
accu, 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
Stroomsterkte, I
Spanning, U
Vermogen, P
Weerstand, R
Energie, E
Lading, Q
Eenheid
Onderling verband
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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:
Zn0  Zn2+ + 2 e–
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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. Mn2+ ionen:
Mn4+ + 2 e–  Mn2+
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 Mn4+. Namelijk 2 mol elektronen per mol Zn resp.
Mn4+. 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: Fe0  Fe2+ + 2 e–
(Neutrale) niet-metalen kunnen elektronen opnemen en zijn meestal oxidatoren.
Bijv: S0 + 2 e–  S2–
10 De vergelijking van het verbranden van magnesium is 2 Mg(s) + O2(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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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+
Cu2+
Pb2+
Sn2+
Fe2+
Zn2+
Ag
X
Cu
Pb
Sn
Fe
Zn
X
X
X
X
X
Opdracht
11 a Wat neem je waar?
bSchrijf in de tabel op welke reacties verlopen (+ betekent dat de reactie verloopt, dat de reactie niet verloopt).
cSchrijf 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 + Cu2+ 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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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.
Cl2
NaCl-opl
NaBr-opl
NaI-opl
Br2
I2
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 Cl2?
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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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 Sn2+ 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 (F2). Fluor kan dus heel gemakkelijk elektronen
opnemen en daarbij overgaan in F–:
F2 + 2 e–  2 F–
20 aWelke oxidator is sterker: Cl2 of I2? 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 (I2) 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 Cu2+.
Cu2+ + I– + e–  CuI
Cu2+ + 2 e–  Cu
Cu2+ + e–  Cu+
+ 0,85 V
+ 0,34 V
+ 0,15 V
Als er Cu2+-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 Cu2+ 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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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. MnO4–). Aanwezigheid van OH– (base) versterkt juist
de reductor (zie bijv. SO32–).
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+, Cr2O72–, H+, Sn2+ en Cl– en natuurlijk H2O.
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.
Cr2O72– is hier gecombineerd met H+ de sterkste oxidator
Sn2+ is hier de sterkste reductor
4 Om een reactievergelijking te krijgen schrijf je beide halfreacties onder elkaar:
Cr2O72–+ 14 H+ + 6 e  2 Cr3+ + 7 H2O (1x)
Sn2+  Sn4+ + 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:
Cr2O72–+ 14 H+ + 3 Sn2+  3 Sn4+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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 (Na2S2O3) 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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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.
elektronen
anode
kathode
zoutbrug
Figuur 2
Ag/Ag+
Cu/Cu2+
Pb/Pb2+
Sn/Sn2+
Fe/Fe2+
Zn/Zn2+
Ag/Ag+
x
Cu/Cu2+
Pb/Pb2+
Sn/Sn2+
Fe/Fe2+
Zn/Zn2+
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
o
o
is V . De V 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 H2/ H+.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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 elektrode­
potentialen 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|Zn2+||Cu2+|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 CuSO4-oplossing en aan de andere zijde een
Zn-elektrode in een 1,0 M ZnSO4-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:
Cu2+ + 2 e–  Cu
halfreactie 1
En aan de Zn-elektrode: Zn  Zn2+ + 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 MnO2. 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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
018
Om te zien of er een redoxreactie heeft plaats gevonden, kun je kijken naar de ladingsverandering van de deeltjes. Bijvoorbeeld:
Sn4+ + Pb  Sn2+ + Pb2+
Niet altijd is dat even duidelijk te zien zoals in deze halfreactie:
NO3– + 4 H+ + 3 e–  NO + 2 H2O 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 SO42–
S
O
?
4 . 2- = 8-
Er zijn 4 zuurstofdeeltjes dus daar is de totale lading 4 x 2- = 8De 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 NO3- van oxidatiegetal in halfreactie A?
(zie boven)
32 MnO4– kan worden omgezet in MnO2 .
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.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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 O2– -ionen kan reageren en dus kan
opnemen:
O2– + H2O  2 OH–
Als de oplossing zuur is, dan reageert het H+ met het O2– :
O2– + 2 H+  H2O
Daarnaast kunnen deeltjes als OH– en H2O zuurstof leveren als dat nodig is:
2 OH–  O2– + H2O
H2O  O2– + 2 H+
Opstellen van redoxreacties zonder de steun van tabel 48 van Binas kan gedaan worden in
de opgave in bijlage 2.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
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
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
021
Werkwijze
Schuur de twee loodplaatjes met schuurpapier intensief schoon.
Niet de loodplaten vast op het latje (daardoor blijft de afstand tussen de loodplaten steeds
hetzelfde).
Neem een bekerglas van 100 mL. Schenk hierin 60 mL 4 M H2SO4.
Breng de twee loodplaatjes in de oplossing. Sluit de ene aan op de pluspool van een spanningsbron en de andere op een minpool. Neem een voltmeter en een ampèremeter in de
schakeling op. Ga na bij welke spanning een stroom gaat lopen. Laat gedurende minstens
60 minuten een stroom lopen van ongeveer 100 mA.
Haal de draden uit de spanningsbron en sluit deze aan op een lampje van 1,5 Volt.
Opdracht
Beschrijf wat je waarneemt. Let daarbij goed op de kleuren van de loodplaatjes.
Bij het opladen van de batterijen wordt een tegenspanning op de batterij aangebracht, die iets
groter is dan de batterij levert. Hierdoor draaien de reacties om en wordt de batterij opgeladen.
35 Geef met behulp van tabel 48 (of zoek elders op) de reactie, die plaatsvindt:
a Als de loodaccu stroomt levert.
bAls de loodaccu wordt opgeladen.
36 Geef je conclusie van deze discussie in 3 zinnen.
Zie de discussie over het vermogen van een accu op:
 http://www.wetenschapsforum.nl/index.php?showtopic=68515.
Elektrolyse
We noemen het proces waardoor o.a. een batterij kan worden opgeladen elektrolyse. 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
en onttrekt ze aan de plus(+) elektrode waar ze vrijkomen. Steeds reageert de sterkste reductor en de sterkste oxidator.
Voorbeeld
We gaan een koperbromide-oplossing elektrolyseren met Pt-elektroden.
Aanwezig zijn:
Cu2+, Br– en H2O (vergeet deze niet, zeker bij elektrolyse!)
Cu2+ is de sterkste Ox en Br– de sterkste Red:
Cu2++ 2 e–  Cu (-elektrode!)
2 Br–  Br2 + 2 e– (+elektrode!)
022
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
experiment 8
Elektrolyse van enkele oplossingen
Doel
We elektrolyseren een aantal oplossingen en oefenen met de reactievergelijkingen,
die hierbij horen.
Nodig
•
•
•
•
Koper-, zink-, platina- en koolstofelektroden
Stroombronnen, snoeren en krokodillenbekjes
5 bekerglazen van 100 mL
0,1 M oplossingen van kaliumjodide, koper(II)chloride, natronloog en magnesium­
bromide in water
Opdracht:
Stel van onderstaande elektrolysereacties de reactievergelijkingen op van de halfreacties
aan min- en pluselektrode:
37 Elektrolyse van een KI-oplossing met C-elektroden.
38 Elektrolyse van een Na2SO4-oplossing met C-elektroden.
39 Elektrolyse van een CuCl2-oplossing met Cu-elektroden.
40 Elektrolyse van een CuCl2-oplossing met Zn-elektroden.
41 Elektrolyse van een NaOH-oplossing met Pt-elektroden.
42 Elektrolyse van een MgBr2-oplossing met C-elektroden.
Werkwijze
Schenk de vijf oplossingen in een bekerglas en merk ze met de chemische formule
van het zout.
Elektrolyseer de oplossing met de vermelde elektroden.
a De KI-oplossing met C-elektroden.
bDe Na2SO4-oplossing met C-elektroden.
c De CuCl2-oplossing met Cu-elektroden.
dDe CuCl2-oplossing met Zn-elektroden.
e De NaOH-oplossing met Pt-elektroden.
f De MgBr2-oplossing met C-elektroden
Tot slot
Verifieer de uitkomsten van de
elektrolyses aan de hand van je
waarnemingen.
–
Pt
+
Pt
+
–
stroombron
Figuur 3
koperbromideopl.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
023
Opmerking:
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 Ox en welke Red het sterkste is.
43 Geef aan waarom er geen rekening meer met ‘linksboven rechtsonder’ hoeft te worden
gehouden bij elektrolyse.
Bij de extra opgaven zijn er weer mogelijkheden te oefenen met het opstellen van elektrolyse
reacties.
We kunnen nu contextvraag 4 beantwoorden:
Hoe kan een batterij opgeladen worden?
44.Beantwoord nu contextvraag 4. Maak daar eventueel gebruik van een animatie gegeven op:
 www.cienciateca.com/stslibat.html
7 Chemische energie
Als je de vraag wilt beantwoorden hoe chemische energie wordt omgezet in elektrische moet
je eerst iets meer weten over wat chemische energie is.
Chemische energie is de energie die opgeslagen is in de bindingen tussen de atomen. Bij een
chemische reactie worden bindingen verbroken tussen atomen. Dat kost energie. Tegelijkertijd worden er bindingen gevormd, dat levert energie. Het verschil tussen die twee is het energie-effect van die reactie. Bij een endotherme reactie wordt er energie opgeslagen in de vorm
van chemische energie. Voor de mens is de belangrijkste reactie in dit verband:
6 CO2(g) + 6 H2O(l)  C6H12O6 + 6 O2(g)
Deze reactie, die bij fotolyse onder invloed van het zonlicht plaatsvindt, is de energiebron van
alle leven. Bovendien zorgt de reactie voor aanvulling van de zuurstof in de atmosfeer.
Deze energie gebruiken we meestal bij verbranding van fossiele brandstoffen voor allerlei
doeleinden. Eén van die doeleinden is het opwekken van elektrische energie in een centrale.
We verbranden fossiele brandstoffen, en zetten de vrijkomende warmte om in elektrische
energie. Daarbij gaat nogal wat energie verloren in de vorm van warmte.
In batterijen doen we dat direct. Daarbij gaat ook wel een deel van de energie verloren in de
vorm van warmte. Denk maar aan het warm worden van de batterij van een laptop. Doordat
de tussenstap van warmte wordt vermeden is het rendement van deze omzetting van chemische energie in elektrische energie veel hoger.
De brandstofcel is daar een mooi voorbeeld van. Waterstof kun je in een centrale verbranden
als brandstof. Het omzetten van deze chemische energie in elektrische energie heeft dan een
rendement van maximaal 45%. In een brandstofcel is de temperatuur veel lager en is dat rendement bijna 90%. Ook daarom is een brandstofcel energetisch gezien voordelig.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
024
De elektrodepotentiaal afstaan van elektronen door een reductor kost normaal gesproken energie. Het opnemen van elektronen levert energie op. Het verschil tussen beide is de hoeveelheid
betrokken chemische energie. Een deel daarvan wordt omgezet in elektrische energie.
De elektrodepotentiaal van een reductor/ oxidator is een belangrijk gegeven. De elektrodepotentiaal wordt gegeven in volt = J/C.
De elektrodepotentiaal is gedefinieerd als het spanningsverschil dat optreedt als een halfcel,
onder standaardomstandigheden, wordt verbonden met het standaardredoxkoppel H2/H+.
Het zegt iets over de hoeveelheid energie die per coulomb wordt afgestaan of opgenomen. In
dit verband is het zinvol te bedenken dat elektronen een lading hebben van 1,6.10–19C/elektron
of 96485 C/mol elektronen.
45 Hoeveel elektronen zitten er in 1,00 mol elektronen, oftewel hoe komen we van 1,6.10–19C/
elektron naar 96485 C/mol elektronen (zie ook BINAS tabel 7, elementair ladingskwantum
en constante van Faraday)?
We kunnen nu contextvraag 5 beantwoorden:
Hoeveel energie levert een batterij?
Nu je alle 5 de contextvragen hebt beantwoord moet je ook de centrale onderzoeksvraag
kunnen beantwoorden: Hoe wordt chemische energie omgezet in elektrische energie?
46 Geef in maximaal 5 zinnen zowel op contextvraag 5 als de centrale onderzoeksvraag antwoord. De centrale onderzoeksvraag luidde: Hoe wordt chemische energie omgezet in
elektrische energie?
47 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. Bereken de gewichtstoename
aan de zilverelektrode en de gewichtsafname aan de koperelektrode.
opdracht 2
Maak nu de examenopgave over
de Ky auto (zie extra opgave 3).
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
025
8 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.

Bekijk http://www.schooltv.nl/beeldbank/clippopup/20060913_recyclingbatte
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.
48 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.
Bepaal 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 ze wel of niet moeten gebruiken.
• Wat ze met gebruikte batterijen moeten doen.
9 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.
Technisch is een brandstofcel nog tamelijk ingewikkeld, en kan die nog niet op grote schaal
worden toegepast.
In een tweetal volgende modules wordt verder ingegaan op de omzetting van de ene vorm van
energie in elektrische energie.
In de kolenvergasser komt een grote centrale aan de orde.
In Smart materials worden zonnecellen besproken. Zonnecellen zetten zonlicht om in elektrische energie. In Smart materials staat vermeld hoe je die zou kunnen maken.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
Notities
026
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
027
n
e
v
a
g
p
o
a
r
ext
Ener
n
e
m
e
n
e
t
gie om mee
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
opgave 1 A
1B
opgave 2
028
Oefenen met redoxreacties
Neem BINAS tabel 48 er bij en geef volgens onderstaande opgave alle half- en
totaalreacties van:
1 een kobalt(II)chloride-oplossing met een zinkstaaf
2 een ijzer(III)nitraatoplossing met een kaliumjodide-oplossing
3 een zilvernitraatoplossing met een koperen munt
4 broomwater met een waterstofsulfide-oplossing
5 chloorwater met een ijzer(II)jodide –oplossing
6 een cadmium(II)nitraatoplossing met een loodstaaf
7 een tin(IV)chloride-oplossing met broomwater
8 een ijzer(II)sulfaatoplossing met broomwater
9 oxaalzuur (H2C2O4) met aangezuurd kaliumpermanganaatoplossing
10 een aangezuurd natriumchloraatopl. (NaClO3) met natriumsulfietoplossing
11 chloorwater met een waterstofperoxide-oplossing.
Oefenen met elektrolysereacties
Geef van onderstaande elektrolyses de twee halfreacties aan – en + pool bij een:
12 een oplossing van natriumsulfiet met Zn-elektrodes
13 een oplossing van zinkchloride met Pt-elektrodes
14 een oplossing van ijzer(II)nitraat en C-eletrodes.
Ammonium efficiënt afgebroken
Chemisch2Weekblad, 30 maart 2002
AMMONIUM EFFICIENT AFGEBROKEN
DOOR BACTERIEKOPPEL
Delftse en Nijmeegse milieubiotech­nologen
hebben een goed huwelijk gearrangeerd
tussen een zuurstofha­tende en een
zuurstofminnende bac­terie. De Anammox‑bacterie zet ni­triet om in stikstofgas met
ammoni­um als voedselbron. De nitrificeren­
de Nitrosomonas‑bacterie maakt het
daarvoor benodigde nitriet met be­hulp van
zuurstof uit ammonium. Samen zetten ze
ammonium in afval­water volledig om in het
onschadelij­ke stikstofgas.
Tot een paar jaar geleden dachten de
onderzoekers dat de zuurstofhatende en de
zuurstofminnende bacterie nooit beide in
hetzelfde reactorvat konden gedijen. Bij
heel lage zuur­stofconcentraties en een
overmaat aan ammonium kunnen ze echter
prima samenleven. Ze noemden het proces
`canon’, wat staat voor ‘com­pletely
autotrophic nitrogen removal over nitrite’.
In het artikel lees je over het resultaat van milieubiotechnologen. Biotechnologen zijn ingenieurs die biologische processen (zoals bierbrouwen of gist maken) in het groot laten verlopen.
1 Welk milieuprobleem kan door de beschreven onderzoeksresultaten worden aangepakt?
Men spreekt in het artikel over zuurstofhatende en zuurstofminnende bacteriën.
2 Welke bacteriesoort is zuurstofhatend en welke is zuurstofminnend?
Als eerste moet er uit ammonium en zuurstof nitriet, NO2‑, gevormd worden.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
029
3 Geef de vergelijking van deze vorming in een reactie weer.
Daarna reageren nitriet en ammonium met elkaar onder vorming van stikstof en water.
4
Geef de halfreactie voor de omzetting van nitriet in stikstof.
5 Geef de halfreactie voor de omzetting van ammonium in stikstof.
6 Stel de totaalvergelijking van de reactie tussen nitriet en ammonium op.
Aromatische alkanalen.
Aromatische alkanalen zoals fenylmethanal zijn in gebruik als intermediairen bij de
productie van farmaceutische stoffen en landbouwchemicaliën. De productie hiervan,
bijvoorbeeld door de oxidatie van methylbenzeen, geeft veel afvalstoffen. De reductie van
benzeencarbonzuur met waterstof heeft dit nadeel niet.
Martijn de Lange en collega’s van de Universiteit Twente hebben het mechanisme van deze
reactie nader onderzocht, met zinkoxide (ZnO) en zirkoonoxide (ZrO2) als katalysator. De
opbrengst aan fenylmethanal was in beide gevallen meer dan 95% onder omstandigheden
met een hoge partiële druk van waterstof.
De reactie gaat via het zogenaamde omgekeerde ‘Mars en Van Krevelen mechanisme’.
fenylmethanal
benzeencarbonzuur
methylbenzeen
In de tekst wordt gesproken over de oxidatie van methylbenzeeen. Als oxidator kan een
kaliumpermanganaatoplossing in zuur milieu gebruikt worden.
1 Leid de halfreactie af voor methylbenzeen als reductor, waarbij fenylmethanal ontstaat.
Geef de koolstofverbindingen in structuurformules weer.
2 Geef de halfreactie van de oxidator en leid vervolgens met behulp van halfreacties de totale
vergelijking voor de reactie van methylbenzeen met aangezuurde kaliumpermanganaatoplossing af.
Een alternatief is de reductie van benzeencarbonzuur met waterstof en een juiste katalysator.
3 Geef de reactievergelijking van deze reductie. Geef de koolstofverbindingen in structuur­
formules.
Uit de formules van de zouten van de gebruikte katalysator kan de lading van het
zirkoon­ion afgeleid worden.
4 Geef de formule van het zirkoonion. Leg uit hoe je aan je antwoord gekomen bent.
030
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
opgave 3
KY AUTO
Personenauto’s die op benzine rijden, produceren koolstofdioxide. In december 1997 is in
Kyoto (Japan) afgesproken dat in 2012 de hoeveelheid koolstofdioxide per gereden km gemiddeld met minstens 40% moet zijn teruggebracht. Daarom doet de auto-industrie uitgebreide
research om de uitstoot van koolstofdioxide te verlagen. Eén van de onderzoeken richt zich op
een auto uitgerust met een elektromotor. De elektrische stroom voor de elektromotor wordt
geleverd door een zogenoemde directe methanol-brandstofcel. In figuur l is de directe methanol-brandstofcel schematisch weergegeven. In het vervolg van deze opgave duiden we zo’n cel
kortheidshalve aan met brandstofcel.
T
M
B
I
II
➤
➤
➤
➤
➤
CH3OH
➤
➤
Figuur 1
C
membraan
➤
➤
Figuur 2
I
II
E1
E11
CO2
CH3OH + H2O
➤
H2O
O2
➤
In compartiment I van de brandstofcel wordt een mengsel van methanol en water geleid. In
compartiment II wordt zuurstof (lucht) geleid. Aan de poreuze platina-elektroden (E1 en E2 )
treden de volgende halfreacties op:
CH3OH + H2O  CO2 + 6 H+ + 6 e–
O2 + 4 H+ + 4 e–  2 H2O
Tussen de poreuze elektroden bevindt zich een membraan dat alleen H+ ionen doorlaat. Koolstofdioxide en waterdamp worden uit de brandstofcel afgevoerd.
1 Leg uit of de elektrode waaraan zuurstof reageert de positieve of de negatieve elektrode
van de brandstofcel is.
Een auto die is uitgerust met deze brandstofcel hoeft alleen methanol te tanken. Het water dat voor
halfreactie l nodig is, wordt geleverd door halfreactie 2. In figuur 2 is de werking van de brandstofcel in een auto schematisch weergegeven. Het grootste deel van de stofstromen ontbreekt.
031
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
Tijdens het rijden wordt voortdurend uit de tank (T) methanol naar een mixtank (M)
gepompt. Naar deze mixtank wordt ook een deel van het water geleid dat bij halfreactie
2 ontstaat. Uit de mixtank gaat het water-methanol mengsel naar compartiment I van de
brandstofcel (B). Een deel van de methanol en een deel van het water worden hier omgezet
(halfreactie 1). De ontstane koolstofdioxide verdwijnt uit de brandstofcel.
De niet omgezette methanol en het niet omgezette water worden teruggeleid naar de mixtank.
In compartiment II wordt lucht geleid. Zuurstof uit deze lucht reageert met H+ ionen tot waterdamp (halfreactie 2). De waterdamp wordt samen met de overgebleven lucht (omdat daar
minder zuurstof in zit wordt de overgebleven lucht in de verdere opgave restlucht genoemd)
door een condensor (C) geleid. In de condensor condenseert de waterdamp. De restlucht verdwijnt uit de condensor. Omdat in de condensor meer water condenseert dan voor halfreactie
l nodig is, wordt niet al het water naar de mixtank geleid. Een deel wordt afgevoerd.
2 Leid aan de hand van de gegeven halfreacties af hoeveel procent van het in compartiment
II gevormde water naar de mixtank moet worden geleid.
In figuur 3 is het schema met de vier blokken T, M, B en C (figuur 1) nogmaals weergegeven.
De nummers 3 en 5 die staan bij de stofstromen tussen de tank T en de mixtank M en tussen
de mixtank M en de brandstofcel B staan voor respectievelijk methanol en water. Bij de overige getekende stofstromen staat geen nummer, en er ontbreekt een aantal stofstromen.
3 Maak het schema op de bijlage af door het plaatsen van lijnen met pijlen.
T
M
B
I
II
➤
➤
3,5
➤
➤
3
➤
➤
3
➤
Figuur 3
C
Zet bij de reeds getekende lijnen én bij de zelf getekende lijnen, de bijbehorende stof of het
bijbehorende mengsel. Doe dit met behulp van de nummers l t/m 6:
1 = koolstofdioxide;
2 = lucht;
3 = methanol;
4 = restlucht;
5 = water;
6 = waterdamp.
Houd rekening met het feit dat er meerdere nummers bij één lijn kunnen staan en dat
nummers meerdere malen kunnen worden gebruikt.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
032
Een personenauto, uitgerust met een brandstofcel en een elektromotor, gaat waarschijnlijk evenveel kilometers op 1,0 L methanol rijden, als een vergelijkbare benzineauto op 1,0 L benzine.
Figuur 4 is het zogenoemde brandstofetiket van een Nissan Primera, bouwjaar 2003. Een dergelijk etiket zit sinds 2001 op elke nieuwe auto. Volgens de dealer zijn de prestaties van deze
auto wat betreft benzineverbruik en koolstofdioxide-uitstoot sinds 1997 vrijwel niet veranderd. Mede met behulp van gegevens uit het informatieboekje kan worden nagegaan of de uitstoot van koolstofdioxide per gereden kilometer gemiddeld minstens 40% minder is wanneer
zo’n personenauto wordt uitgerust met deze brandstofcel en een elektromotor.
Figuur 4
4 Bereken hoeveel gram koolstofdioxide ontstaat wanneer 1,0 L vloeibare methanol volledig
wordt verbrand (293 K).
5 Ga na of de Nissan Primera van het brandstofetiket de in Kyoto gemaakte afspraak haalt
(gemiddeld minstens 40% minder uitstoot van koolstofdioxide per gereden kilometer)
wanneer hij wordt uitgerust met een directe methanol-brandstofcel en elektromotor.
Op een internetsite over de mogelijkheden van dit nieuwe type auto staat de volgende uitspraak: “Als de methanol waarop deze auto rijdt, uit biomassa (suikerriet, gft-afval, houtsoorten, enz.) wordt bereid, dan rijdt de auto CO2 neutraal”.
6 Leg uit wat met deze uitspraak wordt bedoeld.
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
Notities
033
module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen
Notities
034