energie om mee te nemen leerlingentekst

module 02 leerlingentekst energie om mee te nemen 001

energie om mee te nemen

Nieuwe Scheikunde

module 02 leerlingentekstEen module over batterijen


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

inhoud


voorwoordDeze 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 al-lerlei 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 2009Frans 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, Cor-nelsen, 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), EnschedeHet auteursrecht op dit onderwijsmateriaal voor Nieuwe Scheikunde berust bij SLO. SLO is derhalve de rechthebbende zoals bedoeld in de hieronder vermel-de creative commons licentie. Het materiaal voor Nieuwe Scheikunde is tot stand gekomen in het kader van het project ëNieuwe Scheikundeí onder auspi-cieën 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, hogescho-len, universiteiten, kennisinstellingen en (chemische) bedrijven.SLO en door SLO ingehuurde auteurs hebben bij de ontwikkeling van het on-derwijsmateriaal gebruik gemaakt van materiaal van derden. Bij het verkrijgen van toestemming, het achterhalen en voldoen van de rechten op teksten, illus-traties, enz. is de grootst mogelijke zorgvuldigheid betracht. Mochten er des-ondanks 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 ei-gen onderwijssituatie. SLO ontvangt graag feedback via e-mail: [email protected] 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 ge-bruik van) dit materiaal.Voor dit onderwijsmateriaal geldt een Creative Commons Naamsvermelding- Niet-Commercieel-Gelijk delen 2.5 Nederland licentie (http://creativecom-mons. 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.


1 inleidingEr 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 batte-rijen 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 zoge-naamde brandstofcellen. De stoffen die met elkaar reageren, bijv. waterstof en zuurstof, zaten

energie om mee te nemen Een module over batterijen

contextvragenIn 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.


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 che-mische 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 energieIn 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 batterijenDe 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


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.

de alkaline batterij

doelHet maken van een eenvoudige alkaline batterij.

inleidingDe 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• Bekerglasvan250mL,hoogmodel• Plaatzinkvan5bij8cmbij0,1cm• Vastmangaan(IV)oxide• 1Moplossingvankaliumhydroxideinwater• Extractiehuls• Koolstaaf(vulpotlood)• Lampje,multimeter/voltmeterenampèremeter,snoerenenkrokodillenbekjes

uitvoeringBedek 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 besprekingIn een alkaline batterij wordt geen zinkstaaf gebruikt, maar zinkpasta bestaande uit zink-poeder 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–

experiment 1

Figuur 1


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 elektro-nenstroom van de minpool naar de pluspool.Dekaliloog,KOH-oplossing,meestalelektrolyt genoemd, is nodig om een gesloten stroom-kring 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 voorbeel-den 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.


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)

Wegwerpbatterijen1 Leclanché Cells2 Alkaline Cells3 Mercury Oxide Cells4 Zinc/Air Cells5 Aluminum/Air Cells6 Lithium Cells7 Lithium Iron Primary8 Magnesium-CopperChlorideReserve

opdracht 1

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.

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 Cells10 Nickel Zinc Cells11 Iron Nickel Cells12 Iron Air Cells13 Iron Silver Cells14 Redox (Liquid Electrode) Cells


3 hoe reageren een reductor en een oxidator met elkaar?

directe redoxreacties

doelWelk metaal reageert met een metaalion (afkomstig van een in water opgelost zout)? Welk deeltje is de oxidator en welk de reductor?

nodig• 0,1Moplossingenvaneenzilverzout,eenkoper(II)zout,eenlood(II)zout,eentin(II)-

zout, een ijzer(II)zout en een zinkzout in water• Eenzilver-,koper-,lood-,tin-,ijzer-enzinkstaaf• Multimeter/voltmeterenampèremeter,snoerenenkrokodillenbekjes.

werkwijzeDe docent voert of laat het volgende experiment uitvoeren.Hij zet steeds een staafje metaal in een oplossing van een aantal verschillende metaalionen.

ag cu pb sn fe zn

Ag+ X

Cu2+ X

Pb2+ X

Sn2+ X

Fe2+ X

Zn2+ X

opdracht11 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 + 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 conclusieReductoren 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 gedefini-eerd. 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?

experiment 2

demoproef


Een tweede groep stoffen die we gaan onderzoeken zijn van de niet-metalen, de halogenen.

redoxreacties met halogenen

doelWelk halogeen chloor, broom of jood reageert in aanwezigheid van hun zoutoplossingen?

nodig• 0,1Moplossingenvannatriumchloride,natriumbromideennatriumjodideinwater,

met 1% stijfsel• Chloorwater,broomwaterenjoodwater• 9filtreerpapiertjes• Penselen

werkwijzeDrenk drie filtreerpapiertjes in een 0,1 M oplossing van natriumchloride (schrijf met pot-lood 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 let-ters Cl, op de volgende drie met broomwater een Br en op de laatste drie met joodwater een I.

cl2

br2

i2

NaCl-opl X

NaBr-opl X

NaI-opl X

opdracht14 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 oxidatoren reductorsterkte. Zet de sterkste oxidator linksboven

16 Wat is de lading van het chlooratoom in Cl2?

weer een stukje theorieBij 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.

experiment 3


De netto lading van de deeltjes in zuivere metalen is 0. In een zout(oplossing) kunnen metaal-ionen voorkomen, dan hebben ze een positieve lading en kunnen dan als oxidator reageren, maar, pas op, soms ook weer als reductor.InBinastabel48staanaanderechterzijdeeengrotehoeveelheidreductorennaarsterktege-rangschikt.

17 Welkmetaaliseensterkerereductor:ijzeroflood?Kloptdatmetjeervaringuitexperiment2?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.

InBinastabel48staanaandelinkerzijdedeoxidatoreneveneensnaarsterktegerangschikt.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 a Welke oxidator is sterker: Cl2 of I2?Kloptditmetjeuitkomstvanexperiment3(vraag14)? b Geef van beide halfreacties de vergelijking.

Brengen we nu een oxidator en een reductor samen dan kan een reactie optreden. Dit is af-hankelijkvandepositievandeoxidatort.o.v.dereductorintabel48.

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 welkedeeltjesreageren.Voortabel48geldennogeenpaarspecialeregels.Sommigedeeltjesstaan er vaker in. Bijvoorbeeld Cu2+.

Cu2+ + I– + e– CuI +0,85VCu2+ + 2 e– Cu + 0,34 VCu2+ + e– Cu+ + 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 standaard-elektrodepotentiaal des te sterker de oxidator. Het koperion zal er dan voor kiezen om te rea-geren tot reageren tot Cu volgens de middelste halfreactie.

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!


Eenanderprobleemdatspeeltbijtabel48isdeaanwezigheidvanhulpdeeltjeszoalsH+ 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.

22 Zoekuittabel48nogeenvoorbeeldwaarbijdeoxidatorwordtversterktdooraanwezig-heid 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 Aanwezigindeoplossing:K+, Cr2O7

2–, 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

datdooralleoxidatorendaarnaallereductormetelkaartevergelijkenintabel48.

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 op-tellen:

Cr2O72–+ 14 H+ + 3 Sn2+ 3 Sn4+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

Om het uitschrijven van vergelijkingen te oefenen, ga je een practicum doen.

enkele redoxreactiesJe leidt aan de hand van de bovengenoemde stappen eerst de reactievergelijking af en ver-volgens voer je de proef uit om na te gaan of je vergelijking klopte.

doelKennismakenmeteenaantalredoxreactiesenoefenenmethetschrijvenvandereactie-vergelijkingen die daarbij horen.

experiment 4

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. SO3

2–).


nodig• 0,1Moplossingvankaliumpermanganaatinwater• 0,1Moplossingvanoxaalzuurinwater• 0,1Moplossingvannatriumsulfietinwater• 0,1Moplossingvankaliumjodideinwater• 1Mzwavelzuur• 3%waterstofperoxideoplossinginwater• 0,1Mzoutzuur• 0,1Moplossingvannatriumthiosulfaat(Na2S2O3) in water• Reageerbuizen

opdracht voorafZoek beide halfreacties op die horen bij de reacties van23 aangezuurd kaliumpermanganaat en oxaalzuur24 niet aangezuurd kaliumpermanganaat en natriumsulfiet25 aangezuurd waterstofperoxide en kaliumjodide26 zoutzuur en natriumthiosulfaat

Schrijf vervolgens de totale reactievergelijkingen op.

werkwijzeVoeg telkens de volgende oplossingen bij elkaar, noteer waarnemingen en verifieer je reactievergelijkingen:Aangezuurd kaliumpermanganaat (gelijke delen 0,1 M kaliumpermanganaat en 1 M zwa-velzuur) 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 afstandReductoren en oxidatoren kunnen door direct contact met elkaar reageren, maar omdat meta-len 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

bepaling van het spanningsverschil

inleidingAls er een reactie aan een elektrode optreedt, worden elektronen aan de elektrode afge-staan of opgenomen. Dat wil zeggen dat je er een spanningsverschil tussen beide elektro-den kan bestaan. Dat is met een voltmeter te meten.

doelBepaling van het spanningsverschil tussen metalen elektroden en hun opgeloste zouten.

experiment 5


nodig• 6bekerglazenvan100mL• 0,1Moplossingenvaneenzilverzout,eenkoper(II)zout,eenlood(II)zout,eentin(II)

zout, een ijzer(II)zout en een zinkzout in water• Eenzilver-,koper-,lood-,tin-,ijzerenzinkstaaf• Multimeter/voltmeterenampèremeter,snoerenenkrokodillenbekjes• Zoutbrug

werkwijzeDe 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.

ag/ag+ cu/cu2+ pb/pb2+ sn/sn2+ fe/fe2+ zn/zn2+

Ag/Ag+ x

Cu/Cu2+ x

Pb/Pb2+ x

Sn/Sn2+ x

Fe/Fe2+ x

Zn/Zn2+ x

opdrachtWat 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 oxi-dator is.

Om de reductor-/ oxidatorsterkte uit te drukken gebruiken we een grootheid, die de stan-daardelektrodepotentiaal wordt genoemd. De eenheid die erbij hoort is de volt. Het symbool is Vo. De Vo loopt ongeveer van +3 V tot -3 V. De standaardelektrodepotentiaal hoort bij een redoxkoppelenstaatintabel48vanBinas.Hetishetspanningsverschilgemetentusseneenredoxkoppel en het redoxkoppel H2/ H

+.

anode

elektronen

kathode

zoutbrug

Figuur 2


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 (elek-tronen) 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.

voorbeeldEen 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.

Volgenstabel48vindtaandeCu-elektrodedevolgendereactieplaats:

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

bronspanningvandezecelis.(zieookvoorwaardentabel48).

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 oxida-tor en reductor kunnen fungeren. Deze zuurstofverbindingen van de overgangsmetalen hebben vaak prachtige kleuren. In halfedelste-nen komen ze vaak voor. Ook worden ze vaak gebruikt als pigment in verven en in plastics.


Om te zien of er een redoxreactie heeft plaats gevonden, kun je kijken naar de ladingsverande-ring 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 oxidatiegetalAls 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-

Erzijn4zuurstofdeeltjesdusdaarisdetotalelading4x2-=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 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 zuurstofZuurstof speelt een belangrijke rol bij redoxreacties. Je ziet dat het aantal gebonden zuurstofa-tomen 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.


demoproef

Voorbeeld:

de reactie van ethanol met zwavelzuur

doelWater is vaak nodig om een redoxreactie te laten verlopen of minder heftig te laten verlopen.

nodig• Geconcentreerdzwavelzuur• Absoluteethanol• Kaliumpermanganaat• Bekerglasvan100mL• Reageerbuis

werkwijzeBreng 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 kaliumper-manganaat toe.

opdrachtWat 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

conclusieMet 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– + H2OH2O O2– + 2 H+

Opstellenvanredoxreactieszonderdesteunvantabel48vanBinaskangedaanwordeninde opgave in bijlage 2.

experiment 6


6 wat is het verschil tussen oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen?

34 Kijknuterugnaardereactievergelijkingenbijdebatterijen.Maak twee kolommen: één met oplaadbare batterijen en één met de niet-oplaadbare. Zoekintabel48debijbehorendehalfreactiesennoteerhetgetal,datdaarachterstaatbijde 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 batterijenIn 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 ge-bonden aan de elektrode. Bij het opladen wordt de reactie omgekeerd, en wordt de oorspronkelij-ke 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.

een eenvoudige loodaccu

doelHet maken van een eenvoudige loodaccu, waardoor het principe van opladen duidelijk wordt.

nodig• Bekerglasvan100mL• 4Mzwavelzuur• Tweeloodplatendiejuistinhetbekerglaspassen• Latjevanminstens16mmdikenlangerdandediametervanhetbekerglas• Nietmachine• Voltmeter• Ampèremeter• Spanningsbron• Stroomdradenenkrokodillenklemmen• Lampjevan1,5V

experiment 7

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?


werkwijzeSchuur 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 span-ningsbron 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.

opdrachtBeschrijf 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 Geefmetbehulpvantabel48(ofzoekeldersop)dereactie,dieplaatsvindt:a Als de loodaccu stroomt levert.b Als 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.

elektrolyseWe 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 be-paalt. 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 re-ductor en de sterkste oxidator.

voorbeeldWe 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!)


elektrolyse van enkele oplossingen

doelWe elektrolyseren een aantal oplossingen en oefenen met de reactievergelijkingen, die hierbij horen.

nodig• Koper-,zink-,platina-enkoolstofelektroden• Stroombronnen,snoerenenkrokodillenbekjes• 5bekerglazenvan100mL• 0,1Moplossingenvankaliumjodide,koper(II)chloride,natronloogenmagnesium-

bromide in water

opdracht:Stel van onderstaande elektrolysereacties de reactievergelijkingen op van de halfreacties aan min- en pluselektrode:37 ElektrolysevaneenKI-oplossingmetC-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.

werkwijzeSchenk de vijf oplossingen in een bekerglas en merk ze met de chemische formule van het zout.Elektrolyseer de oplossing met de vermelde elektroden.a DeKI-oplossingmetC-elektroden.b De Na2SO4-oplossing met C-elektroden.c De CuCl2-oplossing met Cu-elektroden.d De CuCl2-oplossing met Zn-elektroden.e De NaOH-oplossing met Pt-elektroden.f De MgBr2-oplossing met C-elektroden

tot slotVerifieer de uitkomsten van de elektrolyses aan de hand van je waarnemingen.

experiment 8

Figuur 3

–Pt Pt

+

+

–

stroombron

koperbromideopl.


Opmerking:In principe gaat het opstellen van een elektrolysereactie hetzelfde als een ‘gewone’ redoxreac-tie. 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.

44. Beantwoord nu contextvraag 4. Maak daar eventueel gebruik van een animatie gegeven op:

www.cienciateca.com/stslibat.html

7 chemische energieAls 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. Tegelijker-tijd worden er bindingen gevormd, dat levert energie. Het verschil tussen die twee is het ener-gie-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 chemi-sche 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 ren-dement bijna 90%. Ook daarom is een brandstofcel energetisch gezien voordelig.

we kunnen nu contextvraag 4 beantwoorden: Hoe kan een batterij opgeladen worden?


De elektrodepotentiaal afstaan van elektronen door een reductor kost normaal gesproken ener-gie. 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 elektrodepo-tentiaal 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 of96485C/molelektronen.

45 Hoeveel elektronen zitten er in 1,00 mol elektronen, oftewel hoe komen we van 1,6.10–19C/elektronnaar96485C/molelektronen(zieookBINAStabel7,elementairladingskwantumen constante van Faraday)?

46 Geef in maximaal 5 zinnen zowel op contextvraag 5 als de centrale onderzoeksvraag ant-woord. De centrale onderzoeksvraag luidde: Hoe wordt chemische energie omgezet in elektrische energie?

47 In een elektrische cel verlopen aan de elektroden de volgende reacties:

Cu Cu2+ + 2 e–

Ag+ + e– Ag

Dezecellevertgedurende24uureenstroomvan1,80mA.Berekendegewichtstoenameaan de zilverelektrode en de gewichtsafname aan de koperelektrode.

Maak nu de examenopgave over deKyauto(zieextraopgave3).

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?

opdracht 2


8 hoe duurzaam is een batterijWe 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.

Kiesdeviermeestgebruiktebatterijenuit.Zoekvoorelkebatterijuit:• Uitwelkegrondstoffendebatterijgemaaktwordt.• Probeereenbeeldtekrijgenhoeveelerhierbijverspildwordt.• Ganainhoeverredeinzamelingvandebatterijenlukt.• Ganainwelkematedezegrondstoffenhergebruiktworden.

Bepaal of het zin heeft de batterijen centraal in te zamelen en of het zin heeft de batterijen ge-sorteerd in te leveren. Maak een muurkrant, poster of folder voor de rest van de school, waar-in je uitlegt:• Welkebatterijenzewelofnietmoetengebruiken.• Watzemetgebruiktebatterijenmoetendoen.

9 afsluitingJe 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 elektri-sche energie. In Smart materials staat vermeld hoe je die zou kunnen maken.


notities


extra opgavenEnergie om mee te nemen


oefenen met redoxreactiesNeemBINAStabel48erbijengeefvolgensonderstaandeopgaveallehalf-en totaalreacties van: 1 een kobalt(II)chloride-oplossing met een zinkstaaf2 een ijzer(III)nitraatoplossing met een kaliumjodide-oplossing3 een zilvernitraatoplossing met een koperen munt4 broomwater met een waterstofsulfide-oplossing5 chloorwater met een ijzer(II)jodide –oplossing6 een cadmium(II)nitraatoplossing met een loodstaaf7 een tin(IV)chloride-oplossing met broomwater8 een ijzer(II)sulfaatoplossing met broomwater9 oxaalzuur (H2C2O4) met aangezuurd kaliumpermanganaatoplossing10 een aangezuurd natriumchloraatopl. (NaClO3) met natriumsulfietoplossing11 chloorwater met een waterstofperoxide-oplossing.

oefenen met elektrolysereactiesGeef van onderstaande elektrolyses de twee halfreacties aan – en + pool bij een:12 een oplossing van natriumsulfiet met Zn-elektrodes13 een oplossing van zinkchloride met Pt-elektrodes14 een oplossing van ijzer(II)nitraat en C-eletrodes.

In het artikel lees je over het resultaat van milieubiotechnologen. Biotechnologen zijn ingeni-eurs 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.

opgave 1 a

1 b

opgave 2

Chemisch2Weekblad, 30 maart 2002

ammonium efficient afgebroken door bacteriekoppelDelftse en Nijmeegse milieubiotech nologen hebben een goed huwelijk gearrangeerd tussen een zuurstofha tende en een zuurstofminnende bac terie. De Anamm-ox-bacterie zet ni triet om in stikstofgas met ammoni um als voedselbron. De nitrificeren-de Nitrosomonas-bacterie maakt het daarvoor benodigde nitriet met be hulp van

zuurstof uit ammonium. Samen zetten ze ammonium in afval water volledig om in het onschadelij ke 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 zuur stofconcentraties en een overmaat aan ammonium kunnen ze echter prima samenleven. Ze noemden het proces `canon’, wat staat voor ‘com pletely autotrophic nitrogen removal over nitrite’.

ammonium efficiënt afgebroken


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.

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 kaliumpermanganaatop-lossing 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 zirkoon ion afgeleid worden.

4 Geef de formule van het zirkoonion. Leg uit hoe je aan je antwoord gekomen bent.

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 (ZrO

2) 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 methylbenzeen benzeencarbonzuur


ky autoPersonenauto’s die op benzine rijden, produceren koolstofdioxide. In december 1997 is in Kyoto(Japan)afgesprokendatin2012dehoeveelheidkoolstofdioxidepergeredenkmgemid-deld 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 metha-nol-brandstofcel schematisch weergegeven. In het vervolg van deze opgave duiden we zo’n cel kortheidshalve aan met brandstofcel.

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+ionendoorlaat.Kool-stofdioxide 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 brandstof-cel in een auto schematisch weergegeven. Het grootste deel van de stofstromen ontbreekt.

Figuur 1

Figuur 2

➤ ➤ ➤CH

3OH

➤ ➤

➤

➤

T M CB

I II

CH3OH + H

2O

H2OCO

2

membraan

O2

E1

E11

➤ ➤I II

➤ ➤

opgave 3


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 wa-terdamp (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 ver-dwijnt 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 overi-ge 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.

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 datnummers meerdere malen kunnen worden gebruikt.

Figuur 3

➤ ➤ ➤

3 3 3 , 5

➤ ➤

➤

➤

T M CB

I II


Een personenauto, uitgerust met een brandstofcel en een elektromotor, gaat waarschijnlijk even-veel 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 der-gelijk 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 veran-derd. Mede met behulp van gegevens uit het informatieboekje kan worden nagegaan of de uit-stoot van koolstofdioxide per gereden kilometer gemiddeld minstens 40% minder is wanneer zo’n personenauto wordt uitgerust met deze brandstofcel en een elektromotor.

4 Bereken hoeveel gram koolstofdioxide ontstaat wanneer 1,0 L vloeibare methanol volledig wordtverbrand(293K).

5 GanaofdeNissanPrimeravanhetbrandstofetiketdeinKyotogemaakteafspraakhaalt(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 uit-spraak: “Als de methanol waarop deze auto rijdt, uit biomassa (suikerriet, gft-afval, houtsoor-ten, enz.) wordt bereid, dan rijdt de auto CO2 neutraal”.

6 Leg uit wat met deze uitspraak wordt bedoeld.

Figuur 4


notities

energie om mee te nemen leerlingentekst

Documents