Elektrochemie voor VWO - Marnix College Vaksites

elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Elektrochemie voor VWO
0. Inleiding
Wanneer scheikundige processen gepaard gaan met elektrische
verschijnselen zoals elektrische spanning en elektrische stroom wordt dit
aangeduid met de algemene term elektrochemie. Meestal wordt op het
VWO één aspect daarvan behandeld, namelijk het transport van elektronen.
Wanneer elektronen door een deeltje (molecuul, ion, etc) worden afgestaan
en door een ander deeltje worden opgenomen, spreekt men van een
redoxreactie. Vandaar dat elektrochemie en redoxreacties vaak samen
worden behandeld. In de regel wordt niet elke redoxreactie tot het domein
van
de
elektrochemie
gerekend.
Redoxreacties
met
directe
elektronenoverdracht (bijvoorbeeld in oplossing) worden meestal apart
behandeld. Een voorbeeld van dat laatste is de reactie tussen Cu2+(aq) en
Fe(s), die je kunt uitvoeren door een stukje staalwol in een oplossing met Cu2+ionen te steken (staalwol is voornamelijk ijzer, dus Fe(s)). Er zal dan een laagje
koper (Cu(s)) op het staalwol ontstaan
Cu2+ (aq) + Fe (s)
Cu (s) + Fe2+ (aq)
Deze redoxreactie hebben veel leerlingen uitgevoerd in de 3e klas (bij de
zogenaamde “koperkringloop”).
1. Redoxreacties
Bij redoxreacties is sprake van een combinatie van twee processen, namelijk
- reductie: het opnemen van elektronen
- oxidatie: het afstaan van elektronen
Cu (s)
Een voorbeeld van een reductie is Cu2+ (aq) + 2e–
2+
Een voorbeeld van een oxidatie is Zn (s)
Zn (aq) + 2e–
Deze processen vinden meestal in combinatie met elkaar plaats. Kijken we
bijvoorbeeld naar de reductie van Cu2+ (aq), dan is het duidelijk dat de
opname van elektronen door Cu2+ alleen kan, als die elektronen ergens
anders vandaan komen. Een andere stof (de zogenaamde reductor) staat
die elektronen af en Cu2+ wordt door toedoen van die reductor gereduceerd
tot Cu(s).
Een voorbeeld van een reductor is Zn(s), dat elektronen kan afstaan.
Het afstaan van elektronen noemen we oxidatie. Ook hier geldt, dat de
elektronen niet zomaar worden afgestaan. Er is in de regel een stof nodig, die
“hierop aandringt”, dus die de afgestane elektronen zal opnemen. Zo’n stof
die oxidatie mogelijk maakt (dus die de afgestane elektronen opneemt) is
een oxidator.
Een voorbeeld van een oxidator is Cu2+ (aq), dat elektronen kan opnemen.
1
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
De combinatie van bovenstaande reductie en oxidatie leveren de reactie
Cu2+ (aq) + Zn (s)
Cu (s) + Zn2+ (aq)
De reductie vormt dus – evenals de oxidatie – maar de helft van een reactie.
Men spreekt daarom vaak over halfreacties.
Kernbegrippen (laat dit goed op je inwerken!):
- reductie: het opnemen van elektronen
- oxidatie: het afstaan van elektronen
- reductor: deeltje dat elektronen afstaat
- oxidator: deeltje dat elektronen opneemt
Bij een redoxreactie geldt dus:
- de oxidator wordt gereduceerd.
- de reductor wordt geoxideerd.
Omdat het overblijfsel van een oxidator elektronen heeft opgenomen, is het
denkbaar dat deze elektronen ook weer kunnen worden afgestaan. Men
spreekt dan ook van een oxidator en zijn geconjugeerde reductor. Uiteraard
kun je ook spreken over een reductor en diens geconjugeerde oxidator. Net
als bij zuren en basen is er dus sprake van een koppel: een redoxkoppel.
Voor de deeltjes in zo’n koppel kom je ook de termen geoxideerde vorm en
gereduceerde vorm tegen.
Voorbeelden:
1. Het redoxkoppel Cu/Cu2+. Cu is de gereduceerde vorm (de vorm met de
meeste elektronen) en Cu2+ is de geoxideerde vorm (de vorm met minder
elektronen).
2. Het redoxkoppel Zn/Zn2+ (respectievelijk de gereduceerde vorm en de
geoxideerde vorm)
Merk het volgende op:
- de gereduceerde vorm van een redoxkoppel is een reductor en
beiden worden soms afgekort tot red
- de geoxideerde vorm van een redoxkoppel is een oxidator; beiden
kunnen worden afgekort ox
2
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
De verkorte vorm van een redoxkoppel is daarmee (met n een geheel getal):
ox + n e–
red
(genoteerd als reductie: de ox neemt e– op)
of
red
ox + n e–
(genoteerd als oxidatie: de red staat e– af)
Meestal wordt een koppel op de eerste manier geschreven, namelijk als
reductie.
2. Afbakening elektrochemie
Wanneer de afgestane elektronen “door een draad” worden doorgegeven
totdat ze bij de oxidator terecht komen, is sprake van elektrische stroom.
Daarmee is sprake van een elektrisch-chemisch ofwel een elektrochemisch
verschijnsel. Omdat het verschijnsel elektriciteit onderworpen is aan
natuurkundige wetten, dienen we een kleine duik in de natuurkunde te
nemen om de elektrochemie goed te begrijpen. We stellen daarin één
natuurkundig fenomeen centraal: de elektrische potentiaal
3. Elektrische potentiaal
3.1 Potentiële energie
Wanneer een kracht heerst, bestaat er het vermogen dat arbeid wordt
verricht. Een voorbeeld is het optillen van een voorwerp. Als een voorwerp
boven de grond wordt vastgehouden, heerst er zwaartekracht. Het voorwerp
beweegt niet, omdat er een tegenkracht wordt uitgeoefend (bijvoorbeeld
door je hand). Wanneer deze tegenkracht wordt weggenomen, zal het
voorwerp ten gevolge van de zwaartekracht naar beneden kunnen
bewegen. De uitgeoefende arbeid is dan W = F . ∆s (met F de kracht in N en
∆s de afgelegde afstand in m). Hierbij wordt deze arbeid omgezet in
bewegingsenergie (en waarschijnlijk ook wat warmte).
Wanneer de kracht niet op elke plaats constant is, moet je de arbeid in kleine
stapjes uitrekenen en dat bij elkaar optellen:
Wtotaal = W1 + W2 + ... = F1 ⋅ (∆s )1 + F2 ⋅ (∆s ) 2 + ... = ∑ Fi ⋅ (∆s )i
i
Voor oneindig kleine stapjes (lim ∆s → 0) gaat deze som over in een integraal:
Wtotaal =
s =b
∫ F ( s)ds
s =a
waarin de weglengte ∆s wordt genomen tussen s = a en s = b, ofwel
∆s = b – a.
3
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Als de kracht op elke plaats constant is (dus onafhankelijk van de plaats en
dus onafhankelijk van s), dan kun je F als constante zien en buiten het
integraalteken halen. Daarmee wordt de integraal vereenvoudigd tot
s =b
Wtotaal
= F ∫1ds
s=a
= F [ s ]ba = F (b − a ) = F∆s
hetgeen in overeenstemming is met de simpele definitie W = F . ∆s van de
vorige pagina.
Voordat deze arbeid werd uitgeoefend, had het voorwerp al in potentie
bewegingsenergie. Deze vorm van energie noemen we potentiële energie.
Kernbegrip:
Wanneer er een kracht heerst, kan dit potentiële energie tot gevolg
hebben.
3.2 Potentiële energie van elektrische ladingen: elektrische potentiaal
Centraal in de elektriciteitsleer staat de wet van Coulomb. Deze wet beschrijft
één van de vier fundamentele natuurkrachten, namelijk de elektrostatische
kracht1 volgens:
Fel = − k
met
q1q2
r2
Fel de kracht tussen de elektrische ladingen (in N)
k de constante van Coulomb (8,9876 . 109 N m2 C-2)
q1 en q2 de grootte van de elektrische ladingen (in C)
r de afstand tussen de elektrische ladingen (in m)
Merk op: de eenheid van elektrische lading is de Coulomb (C).
Wanneer twee elektrische ladingen hetzelfde teken hebben (beide positief of
beide negatief), moet uiteraard tussen beide ladingen een afstotende kracht
heersen. We kiezen ervoor om een afstotende kracht weer te geven door
middel van een negatieve waarde voor Fel. Om dit te bewerkstelligen is in de
formule een – teken aanwezig. Deze kracht wordt soms ook wel de
Coulombkracht genoemd.
de andere fundamentele natuurkrachten zijn gravitatiekracht (aantrekkingskracht tussen
twee massa’s), de sterke kernkracht en de zwakke kernkracht. Zwaartekracht is eigenlijk een
vorm van gravitatiekracht; één van de twee elkaar aantrekkende voorwerpen is hierbij de
aarde.
1
4
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Ook de elektrostatische kracht kan een potentiële energie tot gevolg
hebben. Als een lading q1 wordt aangetrokken tot een andere lading q2 ,
dan zal q1 (als er maar geen tegenwerking is) gaan bewegen naar q2. Hierbij
wordt potentiële elektrische energie omgezet in bewegingsenergie.
Wanneer twee geladen deeltjes elkaar afstoten (bijvoorbeeld twee
protonen), dan moet je energie toevoeren om deze ladingen bij elkaar te
brengen. Je kunt ook zeggen: je moet op één van de twee deeltjes kracht
uitoefenen over de weglengte tussen deze twee ladingen. Dit is dus een vorm
van arbeid.
Omdat de afstotende Coulombkracht afhankelijk is van de grootte van
beide ladingen, hangt de hoeveelheid benodigde arbeid af van de grootte
van de ladingen2. Daarom is het handig om te kijken hoeveel energie je per
eenheid van lading nodig zou hebben om die lading te verplaatsen. Dit
noemen we de elektrische potentiaal. Wanneer duidelijk is, dat we spreken
over de elektriciteitsleer, dan hanteren we ook het simpele begrip potentiaal.
Wanneer twee ladingen zich op een oneindig grote afstand van elkaar
bevinden, heerst er geen kracht tussen deze ladingen (Fel → 0 voor r → ∞ in
de wet van Coulomb). Bij afspraak geldt dan ook, dat de elektrische
potentiaal in het oneindige gelijk is aan 0.
De elektrische potentiaal op een bepaalde plaats (x1, y1, z1) is
de energie die je nodig zou hebben om een lading van + 1 C
vanuit het oneindige naar die plaats te brengen.
Het officiële symbool voor elektrische potentiaal is de V. De eenheid van
elektrische potentiaal is J C-1. Deze eenheid wordt vaak vervangen door de
eenheid Volt (V). Merk dus op dat de grootheid en de eenheid voor
elektrische potentiaal dezelfde letter hebben.
Er worden soms ook andere symbolen voor de elektrische potentiaal gebruikt,
zoals E en Ψ (psi, Gr.).
3.3 Verschil in elektrische potentiaal: elektrische spanning
Wanneer op een bepaalde plaats (zeg “plaats 1”) een lagere potentiaal
heerst dan op een andere plaats (zeg “plaats 2”), dan zou het minder
2 Dit is voor massa’s niet anders: de grootte van de zwaartekracht is immers ook afhankelijk
van de massa van de aarde en van de massa van het andere voorwerp. Zie de formule voor
de gravitatiekracht in Binas, die qua vorm volstrekt analoog is aan de formule voor de
Coulombkracht. Ga ook zelf na, dat de formule voor de gravitatiekracht uit Binas overgaat in
de tweede wet van Newton (F = m.a) wanneer je voor m1 = de massa van de aarde (ca.
5,98 . 1024 kg) invult en voor r = de straal van de aarde (ca 6378 km ofwel 6,378 . 106 m). Fraai,
niet?
5
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
energie kosten om een positieve lading vanuit het oneindige naar plaats 1 te
brengen, dan dat voor plaats 2 geldt. Een positieve lading zou zich dan ook
spontaan naar plaats 1 verplaatsen en niet naar plaats 2.
Positieve ladingen op plaats 2 zullen zich dan ook naar plaats 1 willen
verplaatsen, zodra daartoe de gelegenheid bestaat.
Voor negatief geladen deeltjes geldt uiteraard het omgekeerde.
We stellen vast:
- positieve ladingen bewegen van hoge potentiaal naar
lage potentiaal;
- negatieve ladingen bewegen van lage potentiaal naar
hoge potentiaal.
Bewegende lading noemen we simpelweg elektrische stroom. Wanneer er
een potentiaalverschil heerst tussen twee plaatsen, zal er dus elektrische
stroom gaan lopen.
Het verschil tussen twee potentialen noemen we de spanning. Het
meestgebruikte symbool voor spanning is U. De eenheid van spanning is de
eenheid van potentiaalverschil, dus Volt – Volt = Volt.
Spanning (symbool U, eenheid V) is een verschil in elektrische
potentialen.
Er worden soms ook andere termen en symbolen voor de spanning gebruikt.
Je treft in diverse bronnen termen als voltage, elektromotorische kracht (emk)
of electromotive force (emf); een veelgebruikt (maar misleidend) symbool
voor spanning is de letter V; de emf of emk wordt ook wel met het symbool ε
(hoofdletter epsilon, Gr.) aangeduid.
Vóór de ontdekking van protonen (positief geladen) en elektronen (negatief
geladen) dacht men, dat elektrische stroom het bewegen van positief
geladen deeltjes was. Men dacht dan ook dat elektrische stroom van hoge
potentiaal naar lage potentiaal liep (“stroom loopt van + naar – ”). Later
ontdekte men, dat het juist de elektronen waren, die bewogen (en wel van
lage potentiaal naar hoge potentiaal, dus “van – naar +”). De oude definitie
(uitgaande van stromende positieve ladingen) is echter altijd gehandhaafd.
4. Redoxreacties op afstand: de elektrochemische cel
Wanneer we in een redoxreactie de afzonderlijke reductiereactie en de
afzonderlijke oxidatiereactie elk op een andere plek kunnen laten
plaatsvinden, dan kunnen we de elektronenstroom door een stroomdraad
laten verlopen. Dit is nuttig te gebruiken elektrische stroom, waarmee
6
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
apparaten kunnen worden aangedreven (simpel gezegd: we kunnen dan
een lampje laten branden).
Een voorbeeld van een opstelling waarin dit plaatsvindt staat hieronder
weergegeven:
Een dergelijke opstelling wordt een elektrochemische cel genoemd. We
behandelen de onderdelen van de bovenstaande elektrochemische cel
afzonderlijk.
Elektrode en halfcel
In het linker bekerglas is een oplossing van Zn2+ en SO42– aanwezig, waarin
een zinkstaaf (Zn (s) ) is gestoken. Een dergelijke staaf wordt een elektrode
genoemd. De combinatie van het bekerglas en de elektrode noemen we
een halfcel.
De rechter halfcel is een combinatie van een koperelektrode en een
oplossing van Cu2+ en SO42–.
Halfreacties en totaalreactie
Door een stroomdraad loopt een elektronenstroom van de linker halfcel naar
de rechter halfcel (zie bovenaan de figuur). Kennelijk vindt in de linker halfcel
het volgende proces plaats:
Zn (s)
Zn2+ (aq) + 2e–
(oxidatie: het afstaan van elektronen)
De elektronen begeven zich door de stroomdraad naar de rechter halfcel en
komen in de koperelektrode terecht. Aan het elektrode-oppervlak in de
rechter halfcel vindt een reductie plaats: Cu2+ (aq) + 2e–
Cu (s) .
7
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Deze combinatie van oxidatie en reductie is een redoxreactie:
Cu2+ (aq) + Zn (s)
Cu (s) + Zn2+ (aq)
Zoutbrug
Elektrische stroom loopt niet zomaar. Zoals bekend is uit de natuurkunde,
dient er voor elektrische stroom een gesloten stroomkring te zijn. Om de
stroomkring te sluiten, is tussen de oplossingen in de halfcellen een
stroomgeleidend voorwerp aangebracht (zie de bovenstaande figuur). Dit
wordt een zoutbrug genoemd. Een zoutbrug is een geconcentreerde
oplossing van een zout, die meestal in een soort van gel is aangebracht. In de
bovenstaande figuur is een geconcentreerde oplossing van natriumsulfaat
gebruikt. De ionen in de zoutbrug dragen zorg voor sluiting van de
stroomkring. Uiteraard kan dit niet oneindig doorgaan: een zoutbrug kan
uitgeput raken.
Er zijn ook andere manieren om de stroomkring te sluiten, zoals een
membraan dat semi-permeabel is voor ionen. Hierop gaan we nu niet verder
in.
Lampje
Het lampje kan daadwerkelijk lampje zijn, maar kan ook symbool staan voor
een apparaat, dat door de spanningsbron van energie wordt voorzien.
Zonder lampje of apparaat zou er een te grote stroomsterkte optreden
(kortsluiting). Het lampje/apparaat zorgt voor een weerstand in de
stroomkring en behoedt de schakeling voor kortsluiting en doorbranden.
Functie van elektrochemische cel
In de bovenstaande elektrochemische cel vindt een spontane redoxreactie
plaats. Kennelijk kan deze elektrochemische cel als stroombron dienen
(batterij, accu) en een apparaat te laten werken (bijvoorbeeld een lampje te
laten branden).
Een elektrochemische cel waarin een spontane redoxreactie plaatsvindt
wordt een galvanische cel genoemd.
Noot: wanneer er een niet-spontane redoxreactie plaatsvindt (onder
dwang van een externe spanningsbron) spreekt met van een
elektrolytische cel of van elektrolyse. Hierop komen we later terug.
Elektroden: anode, kathode en elektrodepotentialen
Aan het oppervlak elektrode-oplossing vindt een halfreactie plaats. Bij
afspraak geldt het volgende:
- de elektrode waar oxidatie plaatsvindt, noemen we de anode;
- de elektrode waar reductie plaatsvindt, noemen we de kathode.
8
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Ga zelf na, dat in het bovenstaande voorbeeld de zinkelektrode de anode is
en de koperelektrode de kathode.
Uiteraard is de oorzaak van de elektrische stroom door de draad een
elektrische spanning. In het voorbeeld is dat dus de spanning tussen de twee
elektroden. Kennelijk loopt de stroom van de anode naar de kathode. We
hebben eerder afgeleid, dat elektronen van lage naar hoge potentiaal
bewegen. Kennelijk heeft in het bovenstaande geval de anode de laagste
potentiaal en de kathode de hoogste potentiaal. De anode is dus de
“minpool” van deze stroombron en de kathode is de “pluspool”.
Voor deze galvanische cel (en elke andere galvanische cel) geldt:
- de anode is negatief
- de kathode is positief
Dit is in tegenspraak met de vaak gebezigde “KNAP”-regel (“kathode
negatief, anode positief”. De “KNAP”-regel geldt niet voor galvanische
cellen!
In onderstaande figuur is met een vierkant kader aangegeven, wat zich
allemaal binnenin de “koper/zink-batterij” bevindt. Ook is met pijlen
aangegeven, waar de aansluitpunten zitten voor de – pool en de + pool van
deze batterij.
– POOL
+ POOL
9
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Soorten elektroden
Wanneer een betrokken halfvergelijking geen vaste stof bevat (bijvoorbeeld
Fe2+ (aq) ), dan kan de functie van elektrode door een
Fe3+ (aq) + e–
niet-reagerende geleider worden vervuld. Zo’n elektrode wordt een inerte
elektrode genoemd. De bekendste inerte elektroden zijn de platina-elektrode
en de koolstof-elektrode.
Sommige redox-actieve stoffen zijn gassen. Voor dergelijke stoffen zijn
gaselektroden ontwikkeld. Een voorbeeld is de waterstofelektrode (voor het
H2/H+-koppel), die in onderstaande elektrochemische cel is opgenomen.
Er wordt H2-gas langs een inerte elektrode en door een oplossing met H+ionen geleid.
Een waterstofelektrode met een gasstroom van standaarddruk en met een
standaardconcentratie H+-ionen (standaard is 1 M) wordt een standaardwaterstofelektrode (standard hydrogen electrode ofwel SHE) genoemd.
Een inerte elektrode waaraan een halfreactie van een redoxkoppel
optreedt, wordt een “klasse 0”-elektrode genoemd. Wanneer het
elektrodemateriaal zelf deelneemt aan de halfreactie spreken we van een
“klasse 1”-elektrode. Dit elektrodetype troffen we al eerder aan bij
Cu(s)/Cu2+(aq) en Zn(s)/Zn2+(aq).
10
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
5. Elektrodepotentialen: de Nernstvergelijking
De potentiaal van elk van de twee elektroden is afhankelijk van de oplossing,
waarin de betreffende elektrode zich bevindt. In een halfcel (zowel rechts als
links) zijn alle deeltjes van één redoxkoppel aanwezig, zowel de oxidator als
de geconjugeerde reductor.
Voor de potentiaal van een elektrode die in contact staat met een
redoxkoppel geldt het volgende:
Voor de halfvergelijking red + ne–
ox geldt voor de elektrische
potentiaal V van de elektrode de volgende formule (zie ook Binas):
V =V 0 +
RT
[ox]
ln
nF [red ]
[V]
waarin V0 een constante is (in V), R de algemene gasconstante (met een
waarde van 8,3145 J mol–1 K-1), T de absolute temperatuur in K, n het aantal
elektronen in de halfreactie en F de constante van Faraday (96487 C mol-1).
Dit is de zogenaamde Nernstvergelijking (ofwel de wet van Nernst) voor een
halfreactie. Je vult in de wet van Nernst concentraties in van een oxidator en
zijn eigen geconjugeerde reductor – en dus níet van een oxidator die met
een ándere reductor reageert in een totale redoxreactie!
De Nernstvergelijking kan ietwat worden vereenvoudigd voor standaardomstandigheden. Met T = 298 K en de constanten ingevuld verandert de
Nernstvergelijking in
V =V 0 +
0,0591
[ox]
log
n
[red ]
[V]
Merk op dat ln is vervangen door log (waarmee de 10log wordt bedoeld). De
constante V0 wordt de standaardelektrodepotentiaal genoemd. Elke
halfreactie heeft zijn eigen standaardelektrodepotentiaal, die in tabel 48 van
Binas is te vinden.
Voorbeelden van de Nernstvergelijking
In de koper-/zinkcel (zie enkele pagina’s terug) geldt voor de linkerelektrode
(de zinkelektrode):
V Zn / Zn 2 + = V Zn0 / Zn 2 + +
0,0591
log[ Zn 2 + ]
2
Merk op dat de reductor in dit redoxkoppel een vaste stof is, waarvan de
concentratie wordt vervangen door het getal 1. De V0 voor deze halfreactie
bedraagt –0,76 V (zie Binas).
11
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
Voor de koperelektrode (V0 = +0,34 V) geldt:
VCu / Cu 2 + = VCu0 / Cu 2 + +
0,0591
log[Cu 2 + ]
2
Wanneer de elektrodepotentialen zijn berekend, kan worden uitgerekend
welke spanning deze elekrochemische cel kan leveren:
U = V kathode − V anode
[V]
U = VCu / Cu 2 + − V Zn / Zn 2 +
[V]
ofwel
Met de Nernstvergelijking kan worden berekend én beredeneerd, wat er met
de bronspanning zal gebeuren bij verandering van de zoutconcentraties. Ga
zelf na dat een verhoging van [Cu2+] de spanning zal verhogen en dat een
verhoging van [Zn2+] de spanning zal doen verlagen.
De invloed van de concentraties op de bronspanning wordt – zij het wat
minder exact – ook behandeld in Pulsar-Chemie, VWO bb deel 2, hoofdstuk
13, pagina 141.
12
elektrochemie voor VWO sk1,2
G.H.F. Hurenkamp, 2007
OPDRACHT
1. Beschouw de volgende galvanische cel:
De V0-waarde voor Co2+/Co bedraagt – 0,28 V.
a) Stel de reactievergelijking op aan de hand van halfreacties.
b) Welke richting heeft de elektronenstroom in de draad bovenaan? (Je
mag ervan uitgaan, dat er een zoutbrug is aangebracht tussen de
halfcellen.)
c) Welke elektrode is de anode in deze elektrochemische cel? Verklaar.
d) Bereken de spanning van bovenstaande galvanische cel bij
[Co2+] = 0,800 M en [Al3+] = 0,100 M.
afbeeldingen: McMurry, Chemistry,
http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_18.html
13