Galvanische cel

Galvanische cel

B43/B31  De sterkte van oxidator en reductor in verband brengen met de standaardreductiepotentiaal.    

Potentiaalverschil tussen metaal en oplossing.

Wanneer een Zn plaatje in zuiver water gedompeld wordt, dan ontstaat er een potentiaal verschil (E) tussen het metaal en het water.

Hetzelfde treedt op als een Zn plaatje in een oplossing van zijn eigen ionen (bv ZnSO4) geplaatst wordt.

De oplossing met het metaalplaatje noemt men een halfcel (zie verder meer hierover). Dit potentiaal verschil noemt men de "redoxpotentiaal E" van deze halfcel.

Halfcel met een zink elektrode.
Halfcel met een zink elektrode.

Hoe is dit te verklaren?

Ieder metaal, zo ook Zn heeft de neiging om ionen in oplossing te sturen (= oplossingsdruk P van metaal) Elk Zn-atoom dat in oplossing gaat laat twee elektronen achter in het plaatje zodat dit negatief opgeladen wordt. De oplossing wordt meer positief.

Zn → Zn2+ + 2e-
Zo ontstaat er een potentiaal verschil tussen het negatief geladen metaal en de positief geladen oplossing.
Dit in oplossing gaan van de metaalatomen is begrensd.
Op een bepaald ogenblik zal de ionenconcentratie immers zo groot worden (en dus ook de positieve lading van de oplossing), dat deze ionen door het negatief geladen metaalplaatje terug aangetrokken worden. (Dit noemt men de ionendruk p van de oplossing)

Zn elektrode in zinksulfaat-oplossing.
Zn elektrode in zinksulfaat-oplossing.

Galvanische cel: theorie

Open bestand Theorie galvanische cel

Galvanische cel: vervolg theorie

In de volgende filmpjes krijg je meer uitleg over de galvanische cel of de elektrochemische cel. Deze laatste naam geeft precies weer welk proces er plaats vindt: er wordt een elektronenstroom veroorzaakt door een chemische reactie. Deze reactie neemt plaats in twee van elkaar gescheiden compartimenten. De compartimenten zijn verbonden op 2 manieren: door stroomdraden en een zoutbrug/of semipermeabele wand. Maak een samenvatting van deze les. Schrijf vragen op als er onduidelijkheden zijn.

52 Electrochemische cel 1

53 Electrochemische cel 2

Berekenen van de bronspanning in niet normomstandigheden- Nernst.

Open bestand De nernstvergelijking houdt rekening met concentraties die verschillen van 1M.

Toets: Nernstvergelijking toepassen.

Start

Oefeningen galvanische cel.

Test

  • Het arrangement Galvanische cel is gemaakt met Wikiwijs van Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt, maakt en deelt.

    Auteur
    Hilde Ombelets Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
    Laatst gewijzigd
    2022-05-22 09:03:00
    Licentie
    CC Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie

    Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:

    • het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
    • het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
    • voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.

    Meer informatie over de CC Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie.

    Aanvullende informatie over dit lesmateriaal

    Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:

    Toelichting
    3de graad ASO 2u chemie
    Eindgebruiker
    leerling/student
    Moeilijkheidsgraad
    gemiddeld
    Studiebelasting
    4 uur en 0 minuten

    Bronnen

    Bron Type
    52 Electrochemische cel 1
    https://youtu.be/6H86paPazvY     		Video
    53 Electrochemische cel 2
    https://youtu.be/nA-gfbcO_FE     		Video
  • Gebruik
    Weergave
  • Wikiwijs is een dienst van