Jullie hebben dus in zes bekertjes met electroliet en electroden genomen en deze zes cellen in serie geschakeld (?)

Elke cel bevat twee electroden. Een van ijzer en een van aluminium.

Beide electroden zijn niet in evenwicht met de electroliet en kunt in dit systeem dus niet rekenen met de wet van Nernst.

De electroden nemen in jullie electrolietmengsel elk een mengpotentiaal aan; de aluminiumelectrode krijgt zo een wat lagere potentiaal dan de ijzerelectrode. Het zijn niet-evenwichts potentialen, je kunt ze ook corrosiepotentialen noemen. Want beide metalen worden geoxydeerd door de opgeloste zuurstof in de electroliet.

Als je met een voltmeter de celspanning meet van de zes in serie geschakelde cellen meet je de EMK van dit systeem. Als je met een amperemeter dit systeem gaat kortsluiten krijg je een kleine, meetbare stroom. Daarbij functioneert het aluminium als anode. Dit metaal lost daarbij anodisch op.

Het ijzer van de spijker functioneert als kathode. De enige kathodische reaktie die daarbij kan verlopen is de reduktie van de opgeloste zuurstof aan het ijzer. Ik denk dat jullie de bijbehorende reaktievergelijkingen verder zelf wel kunnen vinden.

Maar, waarom kiezen jullie dit slecht functionerende cellensysteem waaraan je niet kunt rekenen? Als je de Danielcel kiest presteert die veel meer en kun je de Wet van Nernst zelfs tweemaal toepassen. Je hebt daarvoor metaal-metaalion evenwichten nodig en die evenwichten zijn er niet in jullie cellen.

Snoppus schreef:Hallo, ik heb samen met een klasgenoot voor een project van school gemaakt, waarbij we een batterij moesten maken. Dit is allemaal goed gegaan, we hebben een batterij gemaakt wat bestond uit: 6 bekertjes met een mengsel van water, zout en azijn. Daarin hadden wij een spijker gedaan die vast zat aan een elektriciteitsdraad die van binnen koper is. Aan de andere kant van het bakje hadden we een stukje aluminium folie gedaan dat ook verbonden was met een stukje kabel. En dat zes keer, en daar kwam bijna 1 volt uit.

Nu dit is allemaal goed gegaan, maar nu komt de theorie... Ik wil graag een stukje theorie in mijn verslag verwerken. Ik heb de reactievergelijkingen al.

Cu <--> Cu2+ + 2e- Geleider

2Al --> 2Al3+ + 6e- Oxidatie

6H2O --> 6H+ 6OH- Reductie

NaCL --> Na+ + CL Geleider

2Al + 6H2O --> 3H2 2Al(OH3) Eindreactie

Het is toch zo dat 3H2 de oxidator is en 2Al de reductor? Klopt dat?

En betreft de batterij, ik zou graag de wet van nernst willen toepassen, maar ik ben er niet zo bekend mee.. ookal had ik het wel een beetje moeten weten

Zou iemand me een beetje kunnen helpen hoe ik de wet van nernst hierop toepas? Of heb ik niet genoeg informatie gegeven? Als dat zo is hoor ik het graag..

Bedankt alvast

Hallo, ik heb een vraag, kan je jouw proef nog eens volledig uitleggen? want ik moet net hetzelfde doen voor school maar snap je uitleg niet helemaal.

danku

Halfreacties.

Dus bijv. die van Cu2+ + 2e -> Cu(s)

Je berekent hiermee de bronspanning van de half reactie.

Trek je ze van elkaar af dan krijg je de bronspanning van je gehele cel.

Oke, dat zal ik morgen dus ook opzoeken. En zoals je ziet heb ik een aantal reactievergelijkingen die bij het maken van m'n batterij horen. Maar welke moet ik nou nemen met de formule van nernst? De eindreactie?

V0 is de standaard reductiepotentiaal en die staat in binas achter de betreffende halfreactie.

Je moet het aantal electronen nemen wat in de halfreactie gebruikt wordt.

Jep dat heb je zeker, alleen wat is V0? Begin voltage? Die heb ik toch niet?

Ik ga morgen meteen in het binas boek op school kijken in tabel 48. En dan kan ik nakijken welke reductor en oxidator het sterkst is. En over de concentratie van de oxidator en reductor... staat dat er ook in? Welke eenheid is dit?

En betreft het aantal elektronen, ik moet zeker het aantal elektronen nemen dat wordt overgebracht in de oxidator reactie?

Over de reductoren en oxidatoren hoef je niet zo lang in te zitten.

Kijk welke stoffen er aanwezig zijn en gebruik BINAS tabel 48 om te kijken welke de sterkste oxidatoren en reductoren zijn.

De formule van nernst is vrij eenvoudig.

De formule van Nernst telt voor een halfreactie en is als volgt:

Vbron = V0 + 0,059/n log [ox]/[red]

Hierin stelt n het aantal elektronen voor dat wordt verplaatst, [ox] de concentratie van de oxidator en [red] de concentratie van de reductor.

Ik hoop je geholpen te hebben.

Gr. Roel

Hallo, ik heb samen met een klasgenoot voor een project van school gemaakt, waarbij we een batterij moesten maken. Dit is allemaal goed gegaan, we hebben een batterij gemaakt wat bestond uit: 6 bekertjes met een mengsel van water, zout en azijn. Daarin hadden wij een spijker gedaan die vast zat aan een elektriciteitsdraad die van binnen koper is. Aan de andere kant van het bakje hadden we een stukje aluminium folie gedaan dat ook verbonden was met een stukje kabel. En dat zes keer, en daar kwam bijna 1 volt uit.

Nu dit is allemaal goed gegaan, maar nu komt de theorie... Ik wil graag een stukje theorie in mijn verslag verwerken. Ik heb de reactievergelijkingen al.

Cu <--> Cu2+ + 2e- Geleider

2Al --> 2Al3+ + 6e- Oxidatie

6H2O --> 6H+ 6OH- Reductie

NaCL --> Na+ + CL Geleider

2Al + 6H2O --> 3H2 2Al(OH3) Eindreactie

Het is toch zo dat 3H2 de oxidator is en 2Al de reductor? Klopt dat?

En betreft de batterij, ik zou graag de wet van nernst willen toepassen, maar ik ben er niet zo bekend mee.. ookal had ik het wel een beetje moeten weten

Zou iemand me een beetje kunnen helpen hoe ik de wet van nernst hierop toepas? Of heb ik niet genoeg informatie gegeven? Als dat zo is hoor ik het graag..

Bedankt alvast