Please enable JavaScript.
Coggle requires JavaScript to display documents.
Scheikunde Hoofdstuk 9 Redoxchemie (9.5 Batterijen en accu's…
Scheikunde Hoofdstuk 9 Redoxchemie
9.1 Elektronenoverdracht
Overdracht van elektronen
Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is stabiel. Het bereiken van de edelgasconfiguratie is een drijvende kracht achter chemische reacties. Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet reductor. Een deeltje kan elektronen alleen afstaan wanneer er ook een deeltje aanwezig is om die elektronen vervolgens weer op te nemen. Dit zal bij voorkeur een deeltje zijn dat juist dor opname van elektronen een stabielere elektronenconfiguratie bereikt. Een deeltje dat elektronen kan opnemen heet een oxidator. Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen van een reductor worden overgedragen op een oxidator. Je kunt aan een reactievergelijking zien of het om een redoxreactie gaat, doordat er deeltjes in voorkomen die van lading veranderen.
Redoxkoppel
Wanneer een deeltje als oxidator reageert, ontstaat een deeltje dat weer als reductor kan reageren. Dit deeltje heet de geconjugeerde reductor. Een paar van een oxidator en de bijbehorende reductor wordt een redoxkoppel genoemd.
Reactiviteit van metalen
Onedele metalen zijn sterke reductoren. Edelmetalen zijn zwakke reductoren. Metaalionen kunnen als oxidator reageren. Ionen van edelmetalen zijn hierbij sterkere oxidatoren dan ionen van onedele metalen. Een sterke oxidator heeft een zwakke geconjugeerde reductor.
Reactiviteit van niet-metalen
Wanneer een deeltje een sterke oxidator is, zal het makkelijk elektronen opnemen. Alle halogenen zijn sterke oxidatoren. Ook zuurstof en andere moleculaire stoffen kunnen als oxidator reageren.
9.2 Redoxreacties
Halfreacties
Het is mogelijk om een redoxreactie op te splitsen in twee halfreacteis; opname van elektronen door de oxidator en afstaan van elektronen door de reductor. Een halfreactie is een reactie waarin elektronen voorkomen en die samen met een andere halfreactie een totaalreactie geeft. In de halfreacties staat ook het aantal elekronen aangegeven dat wordt opgenomen of afgestaan. Een halfreactie treedt nooit alleen op, want voor een redoxreactie is zowel een oxidator als eenr eductor nodig. Het aantal elektronen dat door de oxidator wordt opgenomen, moet dus gelijk zijn aan het aantal elekronen dat door de reductor wordt afgestaan. Als het aantal elektronen in beide halfreacteis niet aan elkaar gelijk is, vermenigvuldig je een of beide halfreawcties met de juiste factor zodat het aantal elektronen in beide halfreacties aan elkaar gelijk wordt.
Standaardelektrondepotentiaal
Hoe reacties verlopen is afhankelijk van de sterkste van de betrokken oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de standaardelektrodepotentiaal U0. De standaardelektrodepotentialen gelden in waterige oplossingen bij T=298 K, p = p0 en een concentratie van 1,00 M voor alle opgeloste stoffen. De waarde van de standaardelektrodepotentiaal geldt voor het redoxkoppel. Een oxidator is sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal hoger is. Een sterke reductor heeft juist een lage standaardelektrodepotentiaal. De standaardelektrodepotentiaal is een relatief begrip: hij drukt een theoretisch spanningsverschil uit tussen twee oplossingen of stoffen. Hoe groter het verschil in standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en de reductor hoe beter de reactie zal verlopen.
Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie
1: deeltjesinventarisatie
2: sterkste oxidator en sterkste reductor
3: halfreacties
4: verloopt de reactie spontaan?
5: aantal elektronen gelijk?
6: totaalreactie
Bijzondere redoxreacties
Sommige metaalionen kunnen twee soorten ladingen hebben. Bij metalen waarvan je weet dat er meerdere ionsoorten kunnen voorkomen, moet je altijd controleren of de tweede halfreactie ook kan plaatsvinden.
Milieu
De pH heeft invloed op de standaardelektrodepotentiaal. Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Welk van de halfreacties plaatsvindt in zuur milieu is afhankelijk van de molariteit van oplossing.
9.3 Energie uit redoxreacties
Elektrochemische cel
De eerste batterij werd rond 1800 gemaakt door Alessandro Volta. Hij dacht dat er stroom ging lopen als gevolg van het potentiaalverschil tussen de metalen en dat het een natuurkundig fenomeen was. Later werd ontdekt dat de ontstane elektrische energie het gevolg was van een chemische reactie. De ontdekking van een stabiele batterij maakte het mogelijk betere onderzoekstechnieken te maken. Dit heeft een enorme impact op de wetenschap gehad. De energiedichtheid van deze batterijen was laag. Het principe van de elektrochemische cel berust op het feit dat de halfreacties van de oxidator en de reductor plaatsvinden in twee gescheiden compartimenten, ook wel halfcellen genoemd. De halfcellen zijn verbonden met een koperen draad. De elektronen kunnen daardoor alleen via de draad van de reductor naar de oxidator stromen. De daniellcel is een eenvoudige elektrochemische cel die berust op het principe van Volta. Het zijn de oudste elektrochemische cellen. Het wordt ook wel de zink-kopercel genoemd. Wanneer de halfreacties in twee gescheiden halfcellen plaatsvinden, zal deltaU gelijk zijn aan de bronspanning die de elektrochemische cel kan leveren. De bronspanning is de spanning die door een spanningsbron, waarop niets is aangesloten, kan worden geleverd.
Werking van de zoutbrug
Om de ladingsongelijkheid te compenseren is er een ionenstroom nodig. Beide halfcellen van een elektrochemische cel bevatten een elektrolyt. Een elektrolyt is een oplossing die ionen bevat en dus de stroom geleidt. De twee halfcellen van de elektrochemische cel zijn verbonden door een element dat ionen kan doorlaten. Dit kan een zoutbrug zijn: een U-vormige buis gevuld met een geconcentreerde zoutoplossing waarvan de ionen zeer zwakke reductoren of oxidatoren zijn. Deze oplossing is gebonden aan een poreuze drager. Een zoutburg kan worden vervangen door een membraan of poreuze wand die alleen ionen en water doorlaat. De poreuze wand zorgt ervoor dat de reductor en oxidator uit de beide halfcellen niet direct met elkaar kunnen reageren, maar dat er wel een ionenstroom mogelijk is. De elektroden bestaan uit elektroden geleidende materialen. Dat zijn vaak metalen die niet mee kunnen doen aan de reactie. Wanneer de elektrode niet aan de reactie hoeft mee te doen, wordt een onaantastbare of inerte elektrode gebruikt van platina of koolstof in de vorm van grafiet.
9.4 Brandstofcellen
De brandstofcel
Een bijzonder soort elektrochemische cel is de brandstofcel. Deze is aanvankelijk ontwikkeld als energiebron in de ruimtevaart maar wordt steeds meer gebruikt als alternatief voor de relatief inefficiënte en milieuvervuilende verbrandingsmotor. Doordat in een brandstofcel de chemische energie uit de brandstof direct kan worden omgezet in elektrische energie, heeft de brandstofcel in potentie een hoger rendement kan een verbrandingsmotor. De werking van de brandstofcel berust op het feit dat elke verbrandingsreactie kan worden beschouwd als een redoxreactie, waarbij zuurstof reageert als oxidator en brandstof als reductor. Doordat de brandstof en de zuurstof continu worden aangevoerd en de reactieproducten voortdurend kunnen worden afgevoerd, raakt een brandstofcel nooit uitgeput en hoeft dus ook niet te worden opgeladen. In alle gevallen is de totaalreactie de verbranding van een brandstof. De brandstofcel heeft een milieuvriendelijk imago. De voordelen van dat imago zijn deels terecht. Het rendement van de verbranding is hoger dan bij een traditionele verbrandingsmotor en er ontstaat minder of geen smogvormende stoffen. De brandstofcel wordt alleen niet duurzaam geproduceerd.
Nieuwe brandstofcellen
Methanol heeft het voordeel dat het bij kamertemperatuur vloeibaar is en dus veel minder ruimte inneemt dan waterstof bij dezelfde condities.
Halfreacties zelf opstellen
Brandstoffen zijn vaak koolstofverbindingen. Ze staan niet als reductoren in de BiNaS. Als je weet welke stof wordt omgezet en welke stof er ontstaat, kun je de halfreacties zelf opstellen met behulp van het volgende stappenplan.
Stappenplan voor het zelf opstellen van een halfreactie
1: deeltjesinventarisatie
2: voorlopige vergelijking
3: atomenbalans (behalve H en O)
4: atoombalans van O
5: atoombalans van H
6: ladingsbalans
7: milieu
8: halfreactie
9.5 Batterijen en accu's
Batterijen en accu's
Accu's en batterijen hebben als doel elektrische energie te leveren aan apparaten die niet op het elektriciteitsnet zijn aangesloten. Een batterij is een spanningsbron die maar een keer kan worden gebruikt. De termen accu en batterij worden door elkaar gebruikt. De eisen die aan een accu of batterij worden gesteld, zijn afhankelijk van de toepassing. Oplaadbaarheid, veiligheid, vermogen en energiedichtheid zijn eigenschappen die kunnen variëren. Voor accu's in draagbare apparatuur moet de energiedichtheid zo hoog mogelijk zijn. Een accu mag best wat wegen, maar mag niet te groot zijn.
Autoaccu
Een bekende accu is de loodaccu die wordt gebruikt in auto's. De loodaccu lijkt op een daniellcel. De elektroden hebben de vorm van platen om een zo groot mogelijk reactieoppvervlak te maken. Dit zorgt ervoor dat de accu een grote stroomsterkte kan genereren. Tijdens het autorijden wordt een deel van de energie die de motor opwekt via een dynamo omgezet in elektrische energie. Hiermee wordt de accu weer opgeladen. Een loodaccu kan veel vermogen leveren en is gemakkelijk op te laden. Bij het opladen van de autoaccu vinden aan de elektroden de omgekeerde reacties plaats. De accu kan alleen rechtop worden gebruikt, omdat hij anders leegloopt. Ook heeft de accu een grote massa en heeft hij daardoor een relatief lage energiedichtheid. Verder is lood giftig en moet de accu ingeleverd worden bij het chemisch afval. De voordelen: het gedurende korte tijd kunnen leveren van een hoge startstroom. Voor het gebruik in een elektrische auto is de energiedichtheid van een loodaccu te laag.
Alkalinebatterij
De meest gebruikte batterij voor dagelijkse toepassingen is de alkalinebatterij. Deze batterijen verbruiken veel energie. De naam alkalinebatterij komt af van het gebruik van alkalimetalen in de batterij als elektrolyt. In de alkalinebatterij is de elektrolyt ingebed in een pasta die net genoeg water bevat om beweging van de ionen mogelijk te maken. Ondanks dat de alkalinebatterij droog is, staat ze bekend als een batterij die gemakkelijk lekt. Dit lekken gebeurt doordat de buitenste zinklaag tijdens de stroomlevering wordt aangetast.
Nikkel-cadmiumbatterij
Deze batterij heeft meer weg van de zuil van Volta en bestaat uit laagjes nikkel(III)oxidehydroxide laagjes cadmium die van elkaar zijn gescheiden door een membraan dat is verzadigd met kaliloog. In feite zijn het drie lange vellen die strak zijn opgerold om in de houder te passen. Dit wordt ook wel een jelly roll batterij genoemd. Het nikkelvel steekt iets uit aan de bovenkant, waardoor het contract maakt met de positieve pool van de batterij. De Ni-Cd batterij is goed oplaadbaar en relatief goedkoop. De energiedichtheid is laag, maar net als de loodaccu is het vermogen hoog. Dat maakt haar geschikt voor toepassing in accu's van elektrisch gereedschap. Nadeel is dat cadmium een zwaar metaal is dat erg belastend is voor het milieu.
Lithium-ionbatterij
De Li-batterij kent een jelly roll structuur. De batterij is duur, maar de energiedichtheid is veel groter dan die van de Ni-Cd-batterij. Lithium is zeer reactief met water. De elektrolyt bevindt zich daarom in een niet-waterige oplossing en de batterij is hermetisch afgesloten. De batterijen worden snel opgeladen en kunnen in elke vorm geleverd worden.
Milieu
Omdat batterijen zware metalen bevatten die milieubelastend zijn kunnen ze problemen voor de volksgezondheid opleveren. De gebruikte materialen zijn schaars. Het inleveren levert grondstoffen die weer opnieuw gebruikt kunnen worden.
Batterijen opladen
In het geval van een daniellcel sluit je dan een externe spanningsbron op de halfcellen aan. De zinkelektrode wordt aangesloten op de negatieve pool van de spanningsbron. Er worden elektronen in deze halfcel gepompt, waardoor de zinkelektrode wordt aangesloten op de pluspool van de spanningsbron.
Productie van waterstof
Elektrolyse wordt ook toegepast bij de productie van waterstof uit een waterige oplossing. Waterstof produceren uit fossiele brandstoffen is veel goedkoper. De elektrolyse van water is vooral gunstig om overtollig geproduceerd elektrische energie om te zetten in een energievorm die gemakkelijk kan worden opgeslagen. Water fungeert in dit geval als energiedrager en kan weer in een brandstofcel worden omgezet in water en elektriciteit.