9.3 Energie uit redoxreacties

Welkom, ga lekker zitten
Welkom, ga lekker zitten
1 / 20
suivant
Slide 1: Diapositive
ScheikundeMiddelbare schoolvwoLeerjaar 6

Cette leçon contient 20 diapositives, avec diapositives de texte.

Éléments de cette leçon

Welkom, ga lekker zitten
Welkom, ga lekker zitten

Slide 1 - Diapositive

Doelen van de vorige les:
halfreactie
redox-rv opstellen met halfreacties
standaard-elektrodepotentiaal opzoeken en gebruiken om te bepalen of een redoxreactie wel of niet verloopt
corrosie/roesten 

Slide 2 - Diapositive

Doelen van deze les:
  • Elektrochemische cel (doel, bouw, werking)
  • Brandstofcel

Slide 3 - Diapositive

chemische energie  --> elektrische energie

Slide 4 - Diapositive

Elektrochemische cel
Redox: elektronenoverdracht.

Als je die elektronen wil gebruiken: elektrochemische cel:
Twee aparte reactie-ruimtes, verbonden met een draadje (voor de elektronen) en een zoutbrug (om de lading te compenseren)

Slide 5 - Diapositive

Elektrochemische cel
  • 2 halfcellen
  • elektrodes verbonden door stroomdraad
  • oplossingen verbonden door zoutbrug of poreuze wand (gesloten kring)
  • bronspanning:

Slide 6 - Diapositive

min-elektrode:
  • Zn atoom staat 2 elektronen af die via de draad naar de plus-pool stromen
  • Zn2+ ionen komen in oplossing (elektrode verdwijnt op den duur)
  • 2Cl- ionen komen uit de zoutbrug
  • Zn  -->  Zn2+  +  2e

Slide 7 - Diapositive

plus-elektrode:
  • Cu2+ ion neemt 2 elektronen op die via de draad van de min-pool stromen
  • Cu atoom slaat neer op de elektrode
  • 2Na+ ionen komen uit de zoutbrug
  • Cu2+  +  2e  -->  Cu

Slide 8 - Diapositive

Onaantastbare (inerte) elektrodes
Wanneer de elektrodes niet aan de reactie hoeven deel te nemen,
 worden onaantastbare elektrodes gebruikt.
Die zijn vaak van Pt of C (grafiet)

Slide 9 - Diapositive

  maak 21 abc (blz 167)

Slide 10 - Diapositive

Slide 11 - Diapositive

Brandstofcel
Bijzondere vorm van elektrochemische cel.

Ook hier: chemische energie rechtstreeks omgezet naar elektrische energie.

ELKE verbranding is een redox: brandstof is reductor, zuurstof is oxidator (what's in a name..).

Totaalreactie = verbrandingsreactie (te gebruiken als controle!)

Slide 12 - Diapositive

Brandstofcel
Elektrolyt bevat H+
Hoeft nooit opgeladen te worden!

Slide 13 - Diapositive

Brandstofcel efficiënt
Klassiek: chemische energie uit brandstof (CH4 bijvoorbeeld) => warmte gebruiken om stoom te maken =>v stoom drijft turbine aan => elektriciteit. Bij iedere stap energie'verlies'.

Brandstofcel: chemische energie => elektrische energie

Slide 14 - Diapositive

Energiedichtheid
BINAS7A: Constante van Faraday (F) zegt iets over de 
elektrische lading van 1 mol elektronen: 9,65.104 C/mol                (C = Coulomb)

Lading die in een redox vrijkomt:                    Q = F . n                           (n = mol elektronen
Stroomsterkte (Ampère) die dat oplevert:   I = Q / t = F . n / t

Slide 15 - Diapositive

maak 22

Slide 16 - Diapositive

Slide 17 - Diapositive

huiswerk

Slide 18 - Diapositive

Slide 19 - Diapositive

Onthouden
bouw en werking van een brandstofcel
2 halfreacties samen = verbrandingsreactie

Slide 20 - Diapositive