Springen naar inhoud

[scheikunde] elektrochemische cel


  • Log in om te kunnen reageren

#1

ntstudent

    ntstudent


  • >250 berichten
  • 577 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 mei 2008 - 22:41

Hallo,

ik heb een hele lange vraag over de werking van de elektrochemische cel, het boek snap ik niet echt omdat ik denk dat het niet goed genoeg is uitgelegd.

Kan iemand mij uitleggen hoe een elektrochemische cel werkt?

Hierbij wilt u dan als voorbeeld het volgende nemen: we hebben een linker bekerglas met broomwater en een rechter bekerglas met een oplossing van kaliumjodide en wat zetmeeloplossing. Zie mijn figuur:

Geplaatste afbeelding

mijn vragen zijn onder anderen:
- Hoe kun je zien wat de positieve pool is en wat de negatieve pool is?
- Waarvoor dient de 2e brug (onder de voltmeter, de twee staafjes die net het oppervlakte van het water aanraken)
- Hoe verplaatsen de ladingen zich?
- Wanneer is een elektrochemische cel oplaadbaar?
- Sommigen elektrochemische cellen hebben alleen maar 1 bakje met vloeistoffen erin, hoe werken die?

Kan iemand mij een duidelijk uitleg geven over hoe een elektrochemische cel werkt?
To invent something you need to see what everyone sees, do what everybody does and think that nobody has though of.

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Jona444

    Jona444


  • >1k berichten
  • 1409 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 mei 2008 - 12:20

Dat is geen goede tekening, neem liever http://users.skynet....anische_cel.htm

Ik zal het dan ook uitleggen met die tekening.

Op de linkerkant zie je zinkanode. Dit is een zinkstaaf gedompeld in zijn eigen oplossing. Zink zal proberen in oplossing te gaan, waardoor er elektronen achterblijven op de Zinkstaaf. Deze elektronen worden dan via een geleider overgebracht naar de koperstaaf. Dit is natuurlijk het principe van een batterij. De linkerkant is de negatieve kant omdat er elektronen worden uitgezonden. Deze elektronen gaan dus van links naar rechts en komen op de koperstaaf terecht. Deze wordt negatiever en zal dus de koperionen uit het badje aantrekken. Je ziet dan ook duidelijk op de animatie de zinkstaaf oplossen en de koperstaaf wat groter worden.

De functie van de zoutbrug: Een oplossing moet neutraal zijn. Links wordt de oplossing alsmaar postiever omdat er zinkionen bijkomen. De zoutbrug zal dan NO3- daar naartoe sturen tern neutralisatie van die oplossing. Het zelfde principe doet zich voor aan de rechterkant. Bovendien kan er zonder de zoutbrug geen elektronen worden overgedragen aangezien een elektrisch circuit steeds gesloten moet zijn.

Dat is geen goede tekening, neem liever http://users.skynet....anische_cel.htm

Ik zal het dan ook uitleggen met die tekening.

Op de linkerkant zie je zinkanode. Dit is een zinkstaaf gedompeld in zijn eigen oplossing. Zink zal proberen in oplossing te gaan, waardoor er elektronen achterblijven op de Zinkstaaf. Deze elektronen worden dan via een geleider overgebracht naar de koperstaaf. Dit is natuurlijk het principe van een batterij. De linkerkant is de negatieve kant omdat er elektronen worden uitgezonden. Deze elektronen gaan dus van links naar rechts en komen op de koperstaaf terecht. Deze wordt negatiever en zal dus de koperionen uit het badje aantrekken. Je ziet dan ook duidelijk op de animatie de zinkstaaf oplossen en de koperstaaf wat groter worden.

De functie van de zoutbrug: Een oplossing moet neutraal zijn. Links wordt de oplossing alsmaar postiever omdat er zinkionen bijkomen. De zoutbrug zal dan NO3- daar naartoe sturen ter neutralisatie van die oplossing. Het zelfde principe doet zich voor aan de rechterkant. Bovendien kan er zonder de zoutbrug geen elektronen worden overgedragen aangezien een elektrisch circuit steeds gesloten moet zijn.
Its supercalifragilisticexpialidocious!

#3

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 21 mei 2008 - 16:45

Waarom is dat geen goede tekening? Beide tonen exact hetzelfde, namelijk een electrochemische cel. Ze verschillen alleen in de halfreacties die er optreden.

Een electrochemische cel heeft als principe dat de twee halfreacties waaruit je iedere redoxreactie kunt opbouwen op 2 gescheiden plaatsen optreden. Daardoor kunnen de reductor en de oxidator niet direct met elkaar in contact komen. Er kan slechts een reactie optreden (overdracht van electronen) als beide plaatsen met elkaar verbonden worden via een geleider. Op dat moment vinden de halfreacties plaats zoals ze in de tabellen in Binas of een willekeurig ander tabellenboek staan.

In het geval van Jona:

Zn --> Zn2+ + 2e

en

Cu2+ + 2e --> Cu


In het geval van ntstudent:

Br2 + 2e --> 2 Br-

en

2 I- --> I2 + 2e

De electronen lopen dus van van de I2/I- halfcel naar de Br2/Br- halfcel. Aangezien electronen altijd van - naar + lopen vormt de Br2/Br- halfcel dus de + pool.

De functie van de zoutbrug is, zoals Jona aangeeft, om de stroomkring te sluiten. Omdat een oplossing altijd neutraal moet zijn, kan de stroom alleen lopen het afstaan van een electron gecompenseerd wordt door het opnemen van een negatief ion. Het opnemen van een electron door de Br2 oplossing wordt gecompenseerd door de opname van een positief ion.

Door de stroomdraad loopt de stroom in de vorm van electronen; door de zoutbrug in de vorm van ionen.

Een laatste functie/eigenschap van de zoutbrug is dat het de 2 halfcellen van elkaar gescheiden houdt. Door de samenstelling (vaak een verzadigde zoutoplossing waar men een gelei van heeft gemaakt) bewegen de ionen maar zeer langzaam. Op deze manier wordt voorkomen dat de I- ionen door de zoutbrug heen naar de Br2 oplossing diffunderen. Dat zou de cel nutteloos maken, want dan vindt de redoxreactie in die cel plaats, zonder dat er nog electronen door de stroomdraad gaan.


De vraag wanneer een electrochemische cel oplaadbaar is, is makkelijker te beantwoorden door hem om te draaien:

Een cel is niet oplaadbaar wanneer 1 van de halfreacties (of beide) maar 1 kant op loopt. Een voorbeeld is de halfreactie --> H2SO3 + H2O --> SO42- + 4 H+ + 2e. De omgekeerde reactie verloopt alleen in geconcentreerd zwavelzuur. Ook de reactie C2O22- --> 2 CO2 + 2e verloopt maar 1 kant op, en zo zijn er nog meer voorbeelden te verzinnen.

Verder geldt dat je reacties vaak in een waterige omgeving verlopen. Op het moment dat je op je electrochemische cel dus spanning gaat zetten heb je altijd kans dat je je wat gaat electrolyseren! Als dat optreedt ben je dus niet je cel aan het opladen, maar ben je een potentiŽle bom aan het maken. Of dat optreedt hangt af van de electrodepotentialen van de halfreacties in je cel. Als de potentiaal van de oxidator hoger is dan (of ongeveer gelijk aan) die van de reactie O2 + 4 H+ + 4e --> 2 H2O of de potentiaal van de reductor lager is dan (of ongeveer gelijk aan) die van 2 H2O + 2e --> 2 OH- + H2, dan heb je vaak een probleem.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#4

Jona444

    Jona444


  • >1k berichten
  • 1409 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 mei 2008 - 17:39

Het is een slechte tekening omdat de animatie beter is :D

Snap je't nu NTstudent?
Its supercalifragilisticexpialidocious!

#5

ntstudent

    ntstudent


  • >250 berichten
  • 577 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 21 mei 2008 - 20:12

Al dit moet even tot me doordringen :D.
To invent something you need to see what everyone sees, do what everybody does and think that nobody has though of.

#6

ntstudent

    ntstudent


  • >250 berichten
  • 577 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 23 mei 2008 - 09:42

Echt jullie zijn geweldig =), ik snap het helemaal en beter dan eerst :D!
To invent something you need to see what everyone sees, do what everybody does and think that nobody has though of.

#7

foodanity

    foodanity


  • >100 berichten
  • 177 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 23 mei 2008 - 10:09

Wat ik dus niet snap in de tekening van Jona, waarom Zink de Anode is. Elektronen gaan van - naar +, dus zou je zeggen Zink is de minpool en dus de cathode? En wat is het potentiaalverschil nu? De pluspool - de minpool? Dus Anode - Kathode? Of precies andersom.. ik vind het maar verwarrend. Zou iemand dat nog even kunnen uitleggen?

Ik vind de definitie van: Elektronen van min naar plus, dus de halfreactie waar elektronen bijkomen is de pluspool stukken beter.

#8

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 23 mei 2008 - 11:52

Wat ik dus niet snap in de tekening van Jona, waarom Zink de Anode is.

Elektronen gaan van - naar +, dus zou je zeggen Zink is de minpool en dus de cathode? En wat is het potentiaalverschil nu? De pluspool - de minpool? Dus Anode - Kathode? Of precies andersom.. ik vind het maar verwarrend. Zou iemand dat nog even kunnen uitleggen?


Dat kun je in zijn algemeenheid niet uit een tekening halen. Om te weten wat de anode is en wat de kathode, moet je weten wat de sterkste oxidator is, en dat moet je opzoeken in de daartoe bestemde tabellen. In het geval van Jona zul je zien dat Cu2+ een sterkere oxidator is dan Zn2+. Cu2+ zal dus als oxidator optreden (neemt electronen op en wordt Cu) en Zn als reductor (staat electronen af en wordt Zn2+) De electronen gaan dus van de Zn-electrode naar de Cu-electrode. De electrische stroom gaat in tegengestelde richting, Cu is dus de anode, en Zn inderdaad de kathode. Het potentiaalverschil is inderdaad de redoxpotentiaal van de anode min de redoxpotentiaal van de kathode.

Ik vind de definitie van: Elektronen van min naar plus, dus de halfreactie waar elektronen bijkomen is de pluspool stukken beter.


Om die definitie te kunnen gebruiken moet je dus wel weten welke halfreactie dat is. In het voorbeeld dat ntstudent gaf was dat redelijk duidelijk, Br2 moest wel de electronen opnemen, en I- moet ze afstaan. Maar nogmaals, normaal gesproken moet je dat even opzoeken in de tabel(len).

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#9

foodanity

    foodanity


  • >100 berichten
  • 177 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 23 mei 2008 - 16:19

Dank voor de reactie, maar kunnen we nu concluderen dat het plaatje in de link van Jona dus fout is wat betreft anode en kathode? Of zijn er hier andere regels?

Gelukkig dat we niet een vraag kregen in het scheikunde 1,2 examen hierover.. dan had ik m van verwarring vast fout gedaan. Ik heb waarschijnlijk wel met voldoende afgesloten (gok de kans zo'n 99 procent!). Dus hoera! :D

#10

Jona444

    Jona444


  • >1k berichten
  • 1409 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 23 mei 2008 - 19:42

Neen, de tekening is niet fout. Zie daarvoor de uitleg van Marco.
Its supercalifragilisticexpialidocious!

#11

foodanity

    foodanity


  • >100 berichten
  • 177 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 24 mei 2008 - 14:32

Hoe ik Marko's reactie lees, is dat mijn conclusies correct zijn. Misschien moet je het begrip anode kathode ophelderen, want het enige wat ik hier over weet is dat anode positief is en kathode negatief. En positief is de kant waar de elektronen er in komen. En in dit geval kan ik dat niet verklaren.

#12

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 25 mei 2008 - 09:23

De tekening van Jona is goed. Dat wil zeggen, in electrochemische cellen is het kennelijk standaard om zaken net omgekeerd aan te pakken. De passage

Cu is dus de anode, en Zn inderdaad de kathode. Het potentiaalverschil is inderdaad de redoxpotentiaal van de anode min de redoxpotentiaal van de kathode.


moet net andersom zijn, Cu is de kathode, Zn is de anode. Maar dat laat onverlet dat de electronen van Zn naar Cu2+ gaan, en de electrische stroom dus van de kopelectrode naar de zinkelectrode.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#13

Jona444

    Jona444


  • >1k berichten
  • 1409 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 mei 2008 - 11:30

Het is trouwens bij elektrochemische cellen 'de regel' om de anode links te zetten en de kathode rechts.
Its supercalifragilisticexpialidocious!





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures