Elektrochemische cellen (Scheikunde vwo), les 1: Uitleg
Daniell-cel met scheidingswand en meter, 2007 (foto: Ganbare Hentekorin, publiek domein)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Elektrochemische cellen
Examenstof scheikunde vwo
Lesduur is: 45 minIntroductie
Onderdelen in deze les
Daniell-cel met scheidingswand en meter, 2007 (foto: Ganbare Hentekorin, publiek domein)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Elektrochemische cellen
Examenstof scheikunde vwo
Les 1 van 3: uitleg. Les 2 is de examentraining, les 3 de terugblik met quiz. Syllabus: R1.3, R1.14, R5.5, R&A1.2 (Q, F), T6.5, M4.1, M5.1. Image credit: Ganbare Hentekorin / Wikimedia Commons, publiek domein
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Wat ga je kunnen?
Ik kan een elektrochemische cel, een accu, een brandstofcel en elektrolyse beschrijven en met lading en de constante van Faraday hoeveelheden stof berekenen.
Deze slide heeft geen instructies
Wat gebeurt er in een batterij zodra je er een lamp op aansluit?
Verwacht: stroom, elektronen, plus en min, een chemische reactie, de batterij raakt leeg. Gebruik de woorden om de les te openen: in een cel reageren stoffen gescheiden en gaan de elektronen via de draad. Syllabus R1.14. Veelgemaakte misvatting: de batterij 'bevat' stroom die opraakt, in plaats van stoffen die reageren.
Daniell-cel met scheidingswand en meter, 2007 (foto: Ganbare Hentekorin, publiek domein)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Twee halfcellen, één cel
In een elektrochemische cel reageren reductor en oxidator gescheiden van elkaar.
Elke halfcel heeft een elektrode in een elektrolyt: hier Zn in Zn²⁺(aq) en Ag in Ag⁺(aq).
De elektronen gaan via een externe verbinding: een draad met een lamp of meter.
Zonder die verbinding is er geen elektronenoverdracht en dus geen stroom.
Syllabus R1.14: elektrochemische cel, reductor en oxidator aanwijzen, elektrolyt, elektronenoverdracht via een externe verbinding, halfreactie. De foto toont een cel in een beker met een scheidingswand en een spanningsmeter. Zn is hier de sterkere reductor en Ag⁺ de sterkere oxidator (te zien aan de standaardelektrodepotentialen in Binas; het afleiden van halfreacties en koppels hoort bij het onderwerp redoxreacties). Kijkvraag: waarom reageren Zn en Ag⁺ niet gewoon in één beker? Veelgemaakte fout: denken dat de elektronen door de oplossing van de ene naar de andere elektrode gaan. Image credit: Ganbare Hentekorin / Wikimedia Commons, publiek domein
Zink-zilvercel: elektronen door de draad, ionen door de zoutbrug (eigen animatie)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Elektronen en ionen op reis
Negatieve elektrode: de reductor geeft e⁻ af, Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
Positieve elektrode: de oxidator neemt e⁻ op, Ag⁺ + e⁻ → Ag.
De e⁻ lopen door de draad van − naar +; in het elektrolyt zorgen ionen voor het ionentransport.
Kationen gaan naar de elektrode waar e⁻ worden opgenomen, anionen naar waar e⁻ worden afgegeven.
Syllabus R1.14: positieve en negatieve elektrode, halfreactie, ionentransport/elektronentransport. Totaalvergelijking: Zn(s) + 2 Ag⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + 2 Ag(s); controle: 1 Zn en 2 Ag aan beide kanten, lading 2+ links (2 × 1+) en 2+ rechts; de halfreactie van Ag⁺ telt twee keer, zodat de e⁻ wegvallen. Kijk eerst naar de rode e⁻ in de draad, dan naar de ionen in de zoutbrug. Kijkvraag: welke kant gaat NO₃⁻ op en waarom? Antwoord: naar de zinkhalfcel, want daar ontstaat Zn²⁺ en worden e⁻ afgegeven; K⁺ gaat naar de zilverhalfcel. In methodes heten de elektroden ook anode (waar e⁻ worden afgegeven) en kathode (waar e⁻ worden opgenomen); de syllabus spreekt van positieve en negatieve elektrode. Veelgemaakte fout: de e⁻ van + naar − laten lopen, of de anionen naar de positieve elektrode laten gaan omdat dat bij elektrolyse zo lijkt. Image credit: Eigen animatie
Koper in zilvernitraatoplossing: zilverkristallen, 2025 (foto: Yuriy D.K., CC BY 4.0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Zoutbrug of membraan
Een zoutbrug of membraan verbindt de halfcellen: ionen kunnen erdoor, de oplossingen mengen niet.
Hij sluit de stroomkring in de oplossing en houdt beide halfcellen elektrisch neutraal.
Zonder zoutbrug hoopt lading zich op en stopt de stroom snel.
Zonder scheiding reageren ze direct: Cu in AgNO₃(aq) geeft Ag, maar geen stroom in een draad.
Syllabus R1.14: membraan/zoutbrug en Bijlage 4, voorbeeld 1: benoemen of de functie van de zoutbrug is ingevuld. Zonder zoutbrug ontstaat in de zinkhalfcel een overschot aan Zn²⁺ (positief) en in de zilverhalfcel een tekort aan positieve lading; de e⁻ worden dan als het ware tegengehouden en de stroom stopt. De foto toont koper in zilvernitraatoplossing: Cu(s) + 2 Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2 Ag(s), controle: 1 Cu en 2 Ag, lading 2+ links en 2+ rechts. Hier gaan de e⁻ rechtstreeks van Cu naar Ag⁺, zonder dat er elektrische energie te benutten is. De samenstelling van de zoutbrug (bijvoorbeeld KNO₃) is bijzaak; het gaat om de functie. Kijkvraag: wat is het verschil met de cel van de vorige dia? Veelgemaakte fout: denken dat de zoutbrug elektronen doorgeeft. Image credit: Yuriy D.K. / Wikimedia Commons, CC BY 4.0
In de zink-zilvercel gaat NO₃⁻ door de zoutbrug. Waarheen?
Naar de zinkhalfcel (negatief)
Naar de zilverhalfcel (positief)
Door de draad naar de lamp
Nergens, alleen K⁺ beweegt
Syllabus R1.14 (ionentransport). In de zinkhalfcel ontstaat Zn²⁺ en worden e⁻ afgegeven; de anionen gaan daarheen, de kationen (K⁺) naar de zilverhalfcel. Verwachte fout: de anionen naar de positieve elektrode sturen, zoals bij elektrolyse. Een ion gaat nooit door de draad; alleen e⁻ doen dat.
Waarom stopt de stroom zonder zoutbrug?
Syllabus R1.14 en Bijlage 4. Goed antwoord: zonder zoutbrug is de stroomkring in de oplossing niet gesloten en blijft de lading in de halfcellen niet in balans (Zn²⁺ stapelt op in de ene, positieve lading raakt op in de andere), dus de reactie komt tot stilstand. Verwachte fout: 'er zijn geen elektronen meer' of 'de oplossingen kunnen niet reageren'.
Cilindrische lithium-ioncel voor het sluiten (foto: RudolfSimon, CC BY-SA 3.0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Batterij en capaciteit
Een batterij levert stroom zolang reductor en oxidator in de cel aanwezig zijn.
De hoeveelheid van beide stoffen bepaalt de capaciteit: hoeveel lading de cel kan leveren.
De stof die eerst op is, bepaalt wanneer de batterij leeg is, ook als er van de ander nog over is.
Een deel van de chemische energie wordt warmte; de totale hoeveelheid energie blijft gelijk.
Syllabus R1.14, Bijlage 4 (inzicht in hoeveelheid bepaalt de capaciteit) en R5.5 (omzettingen van chemische energie, behoud van energie: elektrische energie, warmte). De foto toont een opengemaakte cilindrische lithium-ioncel; de syllabus vraagt niets over de chemie hiervan, het gaat om het systeem: elektroden, elektrolyt, scheiding. Kijkvraag: welke stof is bij een lege cel opgebruikt? Veelgemaakte fout: denken dat een batterij stroom opslaat die opraakt, in plaats van stoffen die reageren; of denken dat energie verdwijnt als warmte vrijkomt. Image credit: RudolfSimon / Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Accu: herlaadbaar systeem
Een accu is herlaadbaar: bij opladen drijft een stroombron de reactie de andere kant op.
Bij opladen gaan de e⁻ in de draad de andere kant op dan bij ontladen; elektrische energie wordt chemische energie.
Voorwaarde: de stoffen die bij ontladen ontstaan blijven in het systeem en kunnen terugreageren.
Ontsnapt een product, zoals H₂-gas, dan kan de terugreactie niet meer verlopen.
Controleer ook of de ionenkring gesloten is: zoutbrug, membraan, of één oplossing waarin ionen vrij bewegen.
Syllabus T6.5 (opladen accu/batterij) en R1.14; Bijlage 4, voorbeeld 1: wat is de oxidator, wat de reductor, hoe staan ze in verbinding, blijven de producten in het systeem, is de functie van de zoutbrug ingevuld. Veel accu's hebben geen aparte zoutbrug: de elektroden staan in één elektrolyt waarin de ionen vrij bewegen, en dat sluit de kring ook. Kijkvraag: waarom lukt opladen niet als het gas de cel verlaat? Veelgemaakte fout: denken dat opladen een andere reactie is dan ontladen; het is dezelfde reactie omgekeerd.
Brandstofcel uit het Apollo-programma, museumstuk (foto: jurvetson, CC BY 2.0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Brandstofcel: continu aanvoer
In een brandstofcel worden brandstof en zuurstof voortdurend aangevoerd, dus de stroom blijft lopen.
Negatieve elektrode: H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻. Positieve elektrode: O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O.
Het membraan laat H⁺ door en houdt de gassen uit elkaar: het is de zoutbrug van deze cel.
Totaal: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. De 4 H⁺ en 4 e⁻ vallen weg.
Syllabus R1.14 (membraan, halfreactie, ionentransport) en T6.5. Controle totaal: 2 × (H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻) + (O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O) geeft 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O; 4 H en 2 O links en rechts. Er bestaan ook brandstofcellen met een basisch elektrolyt en OH⁻ in de halfreacties; een examenvraag geeft de halfreacties of het elektrolyt. De foto toont een brandstofcel uit het Apollo-programma als museumstuk. Kijkvraag: welke stof is de reductor, welke de oxidator, en welke ionen gaan door het membraan? Veelgemaakte fout: denken dat de e⁻ door het membraan gaan; die gaan door de draad. Image credit: jurvetson / Flickr, CC BY 2.0
Bij ontladen ontstaat H₂, dat de cel verlaat. Waarom lukt opladen niet?
Bij opladen kunnen de e⁻ niet door de draad
Het H₂ voor de terugreactie is niet meer aanwezig
Bij opladen laat de zoutbrug geen ionen door
De elektroden zijn na ontladen niet geleidend
Syllabus T6.5 en Bijlage 4, voorbeeld 1: waar blijven de stoffen die bij ontladen ontstaan? De terugreactie heeft H₂ nodig; is dat weg, dan kan hij niet verlopen. Verwachte fout: een fout zoeken in de draad of de zoutbrug; die werken in beide richtingen.
Elektrolyse van water: elektronen en ionen in beweging (eigen animatie)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Elektrolyse: de bron dwingt af
Bij elektrolyse dwingt een stroombron een reactie af die niet vanzelf verloopt.
De bron duwt e⁻ de negatieve elektrode in: daar neemt de oxidator e⁻ op, 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂.
Aan de positieve elektrode geeft de reductor e⁻ af: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻.
Kationen gaan naar de negatieve, anionen naar de positieve elektrode: dezelfde regel als bij een cel.
Syllabus R1.3 (ontledingsreactie: elektrolyse) en T6.5. In de animatie is het elektrolyt verdund zwavelzuur, sterk vereenvoudigd weergegeven met H⁺ en SO₄²⁻; SO₄²⁻ doet niet mee aan de reactie. De regel kationen naar de elektrode waar e⁻ worden opgenomen en anionen naar de elektrode waar e⁻ worden afgegeven geldt in een cel en bij elektrolyse; alleen de polariteit is anders. Kijkvraag: welke kant gaan de e⁻ in de linkerdraad en in de rechterdraad? Antwoord: vanuit de min van de bron naar de negatieve elektrode, en van de positieve elektrode naar de plus van de bron. Veelgemaakte fout: bij elektrolyse de reductor aan de negatieve elektrode laten reageren, zoals in een cel. Image credit: Eigen animatie
Hofmann-voltameter voor elektrolyse van water, 2009 (foto: Mattes, CC BY-SA 3.0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Water ontleden voor waterstof
Totaal: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂. H₂ ontstaat bij de negatieve, O₂ bij de positieve elektrode.
Het water bevat een opgelost zout of zuur, anders zijn er te weinig ionen en loopt er nauwelijks stroom.
H₂ en O₂ ontstaan in de molverhouding 2 : 1: 4 e⁻ geven 2 H₂ en 1 O₂.
Met stroom uit zon of wind is dit duurzame productie van waterstof; H₂ slaat energie op.
Syllabus T6.5: elektrolyse van water als duurzame productie van waterstof; M4.1: geleiding vraagt ionen die kunnen bewegen. Controle: 2 × (2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂) + (2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻) geeft 2 H₂O → 2 H₂ + O₂; 4 H en 2 O links en rechts, 4 H⁺ en 4 e⁻ vallen weg. De foto toont een Hofmann-voltameter in een museum. Veiligheid, als demonstratie: H₂ en O₂ samen zijn explosief, dus kleine hoeveelheden, veiligheidsbril en geen open vuur. Kijkvraag: waarom staat er in de ene buis twee keer zoveel gas? Veelgemaakte fout: denken dat water zelf goed geleidt. Image credit: Mattes / Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0
Elektrolysehal voor kathodekoper, Rusland 2016 (foto: Vadim Smalkov, CC BY-SA 4.0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Cel of elektrolyse?
Cel: de reactie verloopt vanzelf; chemische energie wordt elektrische energie (en warmte).
Elektrolyse: een bron dwingt de reactie af; elektrische energie wordt chemische energie.
Negatieve elektrode: bij een cel reageert de reductor, bij elektrolyse de oxidator.
Op de foto: een elektrolysehal voor koper, met veel elektroden naast elkaar in baden met elektrolyt.
Syllabus R1.14, R1.3, R5.5 en T6.5. Dit onderscheid is een vast examenthema. Bij accu's: ontladen is een cel, opladen is elektrolyse. In beide gevallen lopen e⁻ door de draad en ionen door het elektrolyt. Kijkvraag: wat verandert aan de negatieve elektrode als je een accu gaat opladen in plaats van ontladen? Veelgemaakte fout: denken dat de negatieve elektrode altijd de reductor-kant is. Image credit: Vadim Smalkov / Wikimedia Commons, CC BY-SA 4.0
Welke bewering geldt voor zowel een cel als elektrolyse?
De reductor reageert aan de negatieve elektrode
De reactie verloopt vanzelf
Chemische energie wordt elektrische energie
De e⁻ gaan via de draad, de ionen via het elektrolyt
Syllabus R1.14 en R1.3. Alleen de eerste bewering geldt altijd. De tweede geldt alleen voor een cel (bij elektrolyse reageert aan de negatieve elektrode de oxidator), de derde en vierde ook alleen voor een cel. Verwachte fout: een eigenschap van de cel verwarren met iets algemeens.
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Lading en de constante van Faraday
Lading Q in coulomb (C). Stroomsterkte I in ampère (A) is de lading per seconde.
Q = I · t, met t in seconden. Bij een examenvraag staat deze formule er zo nodig bij.
Constante van Faraday: F = Q / n, de lading per mol elektronen, eenheid C mol⁻¹.
Waarde: F = 9,65·10⁴ C mol⁻¹; zoek hem op in Binas of ScienceData.
Dus n(e⁻) = Q / F: zo reken je van lading naar mol elektronen.
Syllabus R&A1.2: lading (symbool Q, eenheid C) en molaire lading, constante van Faraday (symbool F, eenheid C mol⁻¹), relatie F = Q / n. De stroomsterkte komt uit R1.14. Q = I · t staat niet in de syllabus als formule; bij een examenvraag wordt zij zo nodig gegeven. F is de lading van 1 mol elektronen, afgerond 9,65·10⁴ C mol⁻¹ (Binas geeft meer cijfers). Veelgemaakte fout: minuten in plaats van seconden invullen, of F omdraaien (n = F / Q).
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Van lading naar stof in vier stappen
1. Bereken Q = I · t, met t in seconden.
2. Bereken n(e⁻) = Q / F.
3. Gebruik de halfreactie: hoeveel e⁻ horen bij één deeltje van de stof? Dat geeft n(stof).
4. Massa: m = n · M. Gas: V = n · Vm. Rond af op de minste significante cijfers.
Andersom kan ook: van gewenste massa naar lading en dan naar tijd.
Syllabus R&A1.1, R&A1.2: molverhouding, massa, molaire massa, molair volume; significante cijfers volgens A8.3: bij × en ÷ evenveel significante cijfers als de gegeven waarde met de minste. De halfreactie levert de verhouding e⁻ : stof, bijvoorbeeld Ag⁺ + e⁻ → Ag (1 : 1) of Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (2 : 1). Veelgemaakte fout: de verhouding e⁻ : stof vergeten of omdraaien.
Koper dat bij elektroplateren op een voorwerp neerslaat (foto: Jan Helebrant, CC0)
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Voorbeeld: koper neerslaan
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu; I = 4,0 A gedurende 1,0 uur, dus t = 3,6·10³ s.
Q = I · t = 4,0 A × 3,6·10³ s = 1,44·10⁴ C.
n(e⁻) = 1,44·10⁴ C / 9,65·10⁴ C mol⁻¹ = 0,149 mol, dus n(Cu) = 0,0746 mol (2 e⁻ per Cu).
m = 0,0746 mol × 63,55 g mol⁻¹ = 4,7 g Cu, afgerond op twee significante cijfers.
Syllabus R&A1.2 en R&A1.1. Nagerekend (twee keer): t = 1,0 × 3600 = 3600 s; Q = 4,0 × 3600 = 14400 C; n(e⁻) = 14400 / 96500 = 0,1492 mol; n(Cu) = 0,1492 / 2 = 0,07461 mol; m = 0,07461 × 63,55 = 4,74 g, dus 4,7 g. De molaire massa van koper staat in Binas. De foto toont koper dat bij elektroplateren op een voorwerp neerslaat. Kijkvraag: wat verandert er aan Q als de stroomsterkte twee keer zo groot is? Veelgemaakte fout: n(Cu) gelijk nemen aan n(e⁻). Image credit: Jan Helebrant / Wikimedia Commons, CC0
Door een draad gaat 1,93·10³ C. Hoeveel mol e⁻? F = 9,65·10⁴ C mol⁻¹
2,00·10⁻² mol
2,00·10⁻³ mol
5,00·10¹ mol
1,86·10⁸ mol
n(e⁻) = Q / F = 1,93·10³ / 9,65·10⁴ = 2,00·10⁻² mol (twee keer nagerekend: 2,00·10⁻² × 9,65·10⁴ = 1,93·10³). Fouten: 2,00·10⁻³ is een macht van tien mis, 5,00·10¹ is F / Q, 1,86·10⁸ is Q × F. Syllabus R&A1.2.
Wat vond je het lastigst in deze les?
De ionenstroom in zoutbrug of membraan
Elektroden bij cel én elektrolyse
Accu's en systeemdenken
Rekenen met Q en F
Gebruik de uitkomst om te kiezen waar je in de examentraining mee begint. Ionenstroom: terug naar de animatie van de zink-zilvercel. Elektroden: de tabel cel of elektrolyse. Rekenen: het stappenplan van lading naar stof.
Beschrijf hoe de lading in een cel rondgaat.
Goed antwoord: de e⁻ gaan door de externe verbinding van de negatieve naar de positieve elektrode; de ionen gaan door het elektrolyt en de zoutbrug of het membraan, zodat de kring gesloten is. Een leerling die zegt dat ook e⁻ door de oplossing gaan, verwart ladingdragers. Syllabus R1.14, M4.1.
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Begrippen (1/2)
elektrochemische cel: Opstelling waarin reductor en oxidator gescheiden reageren en de e⁻ via een externe verbinding gaan.
elektrolyt: Oplossing of smelt met bewegende ionen waarin de lading binnen de cel wordt doorgegeven.
zoutbrug/membraan: Verbinding tussen halfcellen die ionen doorlaat, de kring sluit en de oplossingen gescheiden houdt.
negatieve en positieve elektrode: In een cel reageert de reductor aan de negatieve en de oxidator aan de positieve; bij elektrolyse andersom.
ionentransport: Verplaatsing van ionen door het elektrolyt: kationen naar waar e⁻ worden opgenomen, anionen naar waar ze worden afgegeven.
Deze slide heeft geen instructies
EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · ELEKTROCHEMIE
Begrippen (2/2)
stroomsterkte: Lading per seconde door de draad, in ampère (A); Q = I · t.
elektrolyse: Ontleding met elektrische energie: een bron dwingt een reactie af die niet vanzelf verloopt.
accu: Herlaadbare cel: de reactie kan worden omgekeerd omdat de producten in het systeem blijven.
lading: Grootheid Q in coulomb (C); de lading die door de draad gaat.
constante van Faraday: F = Q / n: de lading van een mol elektronen, in C mol⁻¹ (9,65·10⁴ C mol⁻¹).
Deze slide heeft geen instructies
