Elektrochemische cellen (Scheikunde vwo), les 2: Examentraining

• New lesson editor
• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 4-6

Introduction

Examentraining met 8 vragen in examenstijl: een cel beschrijven, accu en systeemdenken, elektrolyse en rekenen met lading; de rekenvragen geven F, de uitwerking staat in de notities.

Daniell-cel met scheidingswand en meter, 2007 (foto: Ganbare Hentekorin, publiek domein)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Examentraining

Elektrochemische cellen: zo pak je examenvragen aan

Les 2 van 3. Laat leerlingen in tweetallen overleggen bij de open vragen. Image credit: Ganbare Hentekorin / Wikimedia Commons, publiek domein

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Wat ga je kunnen?

Ik kan examenvragen over cellen, accu's, elektrolyse en rekenen met lading beantwoorden met de juiste vaktaal.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Zo pak je een examenvraag aan

• 1. Lees: wat is gegeven: stoffen, halfreacties, tekening, stroomsterkte en tijd?

• 2. Wijs aan: wie geeft e⁻ af (reductor), wie neemt ze op (oxidator)? Cel of elektrolyse?

• 3. Redeneer: polen, richting van e⁻, ionentransport; bij rekenen Q, n(e⁻), n(stof).

• 4. Controleer: atomen en lading, eenheden (s, C, mol) en significante cijfers.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Vraagtype 1: een cel beschrijven

• Teken de cel: twee halfcellen, draad en zoutbrug of membraan. Zet erbij +, − en de richting van de e⁻.

• De reductor reageert aan de negatieve elektrode, de oxidator aan de positieve.

• Kationen gaan naar de elektrode waar e⁻ worden opgenomen, anionen naar waar e⁻ worden afgegeven.

• Situatie: Mg in Mg(NO₃)₂(aq) en Cu in Cu(NO₃)₂(aq), met draad en zoutbrug. Mg is de sterkere reductor.

Wat gebeurt er in de Cu-halfcel tijdens het leveren van stroom?

A

[Cu²⁺] neemt toe en Cu lost op

B

[Cu²⁺] neemt af en er slaat Cu neer

C

[Cu²⁺] blijft gelijk en Mg slaat neer

D

[Cu²⁺] neemt af en Cu geeft e⁻ af

Mg is de sterkere reductor, dus Mg geeft e⁻ af (negatieve elektrode) en Cu²⁺ neemt ze op bij de positieve elektrode: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. De concentratie Cu²⁺ daalt, er slaat Cu neer. Verwachte fout: de rollen van Mg en Cu verwisselen, of Cu laten afgeven. Syllabus R1.14.

Halfreactie van Mg bij de negatieve elektrode?

Goed antwoord: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ (toestanden mogen). Controle: 1 Mg links en rechts, lading 0 links en 2+ + 2− = 0 rechts. Verwachte fout: de e⁻ links van de pijl zetten of Mg²⁺ als beginstof. Syllabus R1.14 (halfreactie).

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Vraagtype 2: accu en systeemdenken

• Noem de onderdelen: oxidator, reductor, elektroden, elektrolyt, verbinding, zoutbrug of membraan, en hun interactie.

• Capaciteit: de stof die eerst op is, bepaalt hoeveel lading de cel levert.

• Herlaadbaar: alle stoffen die bij ontladen ontstaan blijven in het systeem.

• Controleer of de ionenkring gesloten is, met of zonder aparte zoutbrug.

• Halfreacties in het voorbeeld: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ en Ag⁺ + e⁻ → Ag.

Een accu heeft twee elektroden in één oplossing, zonder zoutbrug. Werkt hij?

A

Nee, zonder zoutbrug stopt de stroom altijd

B

Nee, de elektroden raken dan uitgeput

C

Ja, maar dan lopen de e⁻ door de oplossing

D

Ja, één oplossing sluit de ionenkring al

De functie van de zoutbrug is de ionenkring sluiten; dat kan ook één gemeenschappelijke oplossing doen. De e⁻ lopen altijd door de draad. Verwachte fout: denken dat een zoutbrug altijd nodig is. Syllabus Bijlage 4, voorbeeld 1, en R1.14.

Cel: 0,0100 mol Zn en 0,0100 mol Ag⁺. Hoeveel mol e⁻ levert de cel maximaal?

A

0,0100 mol

B

0,0200 mol

C

0,0300 mol

D

0,00500 mol

Ag⁺ + e⁻ → Ag: 0,0100 mol Ag⁺ neemt maximaal 0,0100 mol e⁻ op. Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ kan 0,0200 mol e⁻ afgeven; de kleinste hoeveelheid wint, dus Ag⁺ is beperkend en de cel levert hoogstens 0,0100 mol e⁻. Twee keer nagerekend. Fouten: 0,0200 is de capaciteit van Zn, 0,0300 de som, 0,00500 delen door twee bij Ag⁺. Syllabus R&A1.1 (ondermaat), Bijlage 4 (capaciteit).

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Vraagtype 3: elektrolyse

• Elektrolyse: de bron duwt e⁻ de negatieve elektrode in; daar neemt de oxidator ze op.

• Aan de positieve elektrode haalt de bron e⁻ weg: daar reageert de reductor.

• Kationen gaan naar de negatieve, anionen naar de positieve elektrode.

• Onthoud: in een cel reageert de reductor aan de negatieve, bij elektrolyse de oxidator.

• Situatie: een CuCl₂-oplossing wordt ontleed; er ontstaat Cu uit Cu²⁺.

Aan welke elektrode ontstaat Cu en welk ion beweegt daarheen?

A

Positief; Cu²⁺ beweegt naar die elektrode

B

Negatief; Cl⁻ beweegt naar die elektrode

C

Negatief; Cu²⁺ beweegt naar die elektrode

D

Positief; Cl⁻ beweegt naar die elektrode

Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu: Cu²⁺ neemt e⁻ op, dat gebeurt bij elektrolyse aan de negatieve elektrode, en de kationen bewegen daar naartoe. Verwachte fout: de polariteit van een cel overnemen (oxidator aan de positieve). Veiligheid bij de demonstratie: aan de andere elektrode ontstaat giftig Cl₂, dus zuurkast. Syllabus R1.3, R1.14.

2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻. Hoeveel mol e⁻ gaat er door de draad bij 0,10 mol O₂?

A

0,10 mol

B

0,20 mol

C

0,40 mol

D

0,025 mol

De halfreactie levert 4 e⁻ per O₂: n(e⁻) = 4 × 0,10 = 0,40 mol. Controle halfreactie: 4 H en 2 O links en rechts, lading 0 links en 4+ + 4− = 0 rechts. Fouten: 0,10 is 1 : 1, 0,20 is 2 : 1, 0,025 is delen door 4. Syllabus R&A1.1, T6.5.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Vraagtype 4: rekenen met lading

• Gegeven: F = 9,65·10⁴ C mol⁻¹ (Binas/ScienceData); Q = I · t en Vm worden zo nodig gegeven.

• Zet de tijd om in seconden voordat je Q = I · t uitrekent.

• Gebruik de halfreactie voor de verhouding e⁻ : stof, dus van n(e⁻) naar n(stof).

• Rond af op het kleinste aantal significante cijfers van de gegevens.

0,50 A, 30 min, Ag⁺ + e⁻ → Ag. Hoeveel g Ag? Q = I · t, F = 9,65·10⁴ C mol⁻¹

A

1,0 g

B

0,50 g

C

2,0 g

D

0,017 g

t = 30 × 60 = 1800 s; Q = 0,50 × 1800 = 900 C; n(e⁻) = 900 / 9,65·10⁴ = 9,33·10⁻³ mol; n(Ag) = 9,33·10⁻³ mol (1 e⁻ per Ag); m = 9,33·10⁻³ × 107,87 = 1,006 g, dus 1,0 g. Twee keer nagerekend. Fouten: 0,50 g is 2 e⁻ per Ag (n/2), 2,0 g is n(Ag) = 2 × n(e⁻), 0,017 g is 30 s in plaats van 1800 s. Syllabus R&A1.2.

Brandstofcel: 5,0 A, 1,0 uur, H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻. Hoeveel g H₂? Q = I · t

A

0,38 g

B

0,094 g

C

0,0031 g

D

0,19 g

t = 3600 s; Q = 5,0 × 3600 = 1,8·10⁴ C; n(e⁻) = 1,8·10⁴ / 9,65·10⁴ = 0,1865 mol; n(H₂) = 0,1865 / 2 = 0,0933 mol; m = 0,0933 × 2,016 = 0,188 g, dus 0,19 g. Twee keer nagerekend. Fouten: 0,38 g is 1 : 1 (e⁻ : H₂), 0,094 g is delen door 4, 0,0031 g is 60 s in plaats van 3600 s. Syllabus R&A1.2, T6.5.

Welk vraagtype vind jij het lastigst?

1

Een cel beschrijven

2

Accu en systeemdenken

3

Elektrolyse

4

Rekenen met lading

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE

Tips voor op het examen

• Schets de cel en zet erbij: plus, min, richting van de e⁻, reductor, oxidator en de ionenstromen.

• Bij elektrolyse reageert aan de negatieve elektrode de oxidator; in een cel de reductor.

• Zet de tijd in seconden, gebruik de halfreactie voor e⁻ : stof en controleer de significante cijfers.