Sitronbatteri og Daniellcelle

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
Lage sitronbatteri og Daniellcelle

Hensikt:
Hensikten med disse forsøkene er å lære om elektrokjemi, og vi skal i den forbindelsen lage et sitronbatteri og en daniellcelle. En Daniellcelle består av to halvceller og en saltbro.

Bakgrunnsteori:
Viktige begreper:

• Galvanisk element: Når elektronene som blir overført mellom stoffene føres ut til en ytre strømkrets, kan vi generere elektrisk energi fra kjemisk energi. Et slik spenningskilde kalles et galvanisk element. 
• Elektrolysecelle: I en elektrolysecelle overføres elektrisk energi til kjemisk energi. 
• Elektromotorisk spenning/ems: To metaller få større elektromotorisk spenning (ems) mellom seg jo lenger fra hverandre de står i spenningsrekka.
• Elektrolytt: En elektrolytt er et stoff som inneholder frie ioner, f.eks. en saltløsning. Den leder strømmen, og lar ikke de to ulike stoffene blande seg. Den lukker strømkretsen, uten å delta i selve redoksreaksjonen. Den jevner ladningsfordelingen.

Hypotese:
Forsøk 1: Vi tror at sitronbatteriet kan gi noe spenning, men at det ikke er tilstrekkelig til å fungere som et ordentlig batteri. Det er mange variabler til å skape perfekte forhold til god spenning og det er vanskelig å få mye ut av en sitron.

Forsøk 2: Vi tror at Daniellcelle vil gi noe mer spenning enn sitronbatteriet. Som læreboka sier, kan den i tillegg klare å gi elektrisk energi til en liten elmotor.

Utstyr:
Forsøk 1:

• Sitron (eller annen sitrusfrukt)
• En galvanisert spiker
• 50-øring (eller noe annet av kobber) (Cu)
• Magnesium (Mg)
• Sinkbit (Zn)
• Bly (Pb)
• Voltmeter
• Krokodilleklemmere
• Stålull til å pusse metallene
• Kamera (mobil, til bilder)

Forsøk 2:

• Sinksulfatløsning
• Kobbersulfatløsning
• 2 rene begerglass
• En ren rørepinne
• Kobberstang
• Sinkstang
• Saltløsning, f.eks. natriumsulfatløsning (til saltbroen)
• Tørkepapir (eller bomullsbit e.l.)
• Voltmeter
• Krokodilleklemmer
• Stålull til å pusse metallene
• Kamera (mobil, til bilder)

Metode:
Forsøk 1: 
Vi samlet all utstyret vi trengte. Vi rullet sitronen mot slik at den ble litt mykere og saftigere. Vi pusset alt av metallet vi skulle ta i bruk med stålull. Dette er for å gjerne oksidasjonen på overflaten til metallene. Deretter stakk vi en galvanisert spiker og en 50-øring i sitronen. Vi koblet opp til voltmeteret ved hjelp av krokodilleklemmerne: den positive i spikeren, og den negative i kronen. Vi gjorde det samme med magnesium, der magnesium erstattet kronen. Deretter prøvde vi sink, som erstattet magnesium. Vi prøvde oss også frem med bly. Vi noterte ned resultatene. 

Forsøk 2:
Vi samlet alt utstyret vi trengte. Vi tok frem to rene begerglass og to rene rørepinner. Vi tok ca. 1 teskje av sinksulfat i det ene glasset, og samme mengden av kobbersulfat i det andre. Vi tok lunkent vann (rundt 37 grader celcius, som kroppstemperatur) og blandet dette ut. Vi tok deretter kobberstangen i kobbersulfatløsningen, og sink i sinksulfatløsningen. Vi klypte voltmeteret i stengene: den positive i kobberstangen, og den negative i sinkstangen. Vi lagde saltbroen, som er elektrolytten. Det var en saltløsning av natriumsulfat. Vi tok tørkepapir, og brettet det til et avlangt "bånd". Vi dynket den i saltløsningen, slik at den var helt gjennomvåt. Vi tok deretter endene i hver sitt begerglass – en ende i kobberløsningen, en ende i sinkløsningen. Vi så at vi fikk spenning på voltmeteret.

Resultater og observasjoner:
Forsøk 1:

Vi fant ut at:

1. 50-øring (kobber) i sitronen ga 0,1 V
2. Magnesium i sitronen ga 0,7 
3. Sink i sitronen ga 0,4 V
4. Bly i sitronen ga 0,3 V (ikke avbildet)

Vi ser at spenningen er avhengig av hva slags metall man bruker. Det er fordi metallene er ulikt plassert i spenningsrekka. 

Li, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au, Pt

Metallet som står til venstre i spenningsrekka, blir den negative elektroden, mens den som står til høyre blir den positive elektroden. Jo større avstand det er fra den negative elektroden til den positive elektroden, jo større blir spenningen.

Strømmen vi får kommer fra redoksreaksjonene mellom stoffene i sitronbatteriet. Denne kjemiske energien blir omdannet til elektrisk energi.

Forsøk 2:

Ved sinkstanga blir skjer det en oksidasjon – elektroner blir avgitt. Sinkatomene blir til sinkioner som går ut i løsningen. Det blir altså mindre av sinkstanga.
Reaksjonslikningen er: Zn → Zn²⁺ + 2e^-

Ved kobberstanga skjer det en reduksjon. Elektronene blir tatt opp av kobberionene i løsningen. Det blir dannet fast kobber på kobberstanga. Det blir altså mer av kobberstanga.
Reaksjonslikningen er: Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Elektronene går fra den negative polen (sinkstanga) til den polen siden (kobberstanga). 
Hele reaksjonen blir:  Zn (s)+ Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu (s) + elektrisk energi

Vi har lært at metaller kan få elektroner av metaller lenger opp i spenningsrekka.

Li, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au, Pt

Sink er (Zn), og kobber er (Cu). Altså kan kobber lett få elektroner fra sink. Vi har også lært at metaller får større spenning mellom seg når de er lenger fra hverandre på spenningsrekka. Det vil altså si at bly (Pb) og kobber (Cu) ikke ville fått særlig stor spenning mellpm seg.

Drøfting og feilkilder:
Vi lærte at å pusse metallene med stålull gir økt spenning. Vi prøvde også å pusse litt ekstra på noen av metallene, og det ga ørlite grann utslag på spenningen, rundt 0,05-0,1 mer spenning.

Sitronen var noe hard og kanskje ikke så moden som den kunne ha vært. Vi opplevde å få noe lavere spenning enn andre i klassen. 

Vi byttet voltmeter halvveis i forsøk 1, da den første viste seg å være litt ødelagt. Vi sammenliknet de to voltmeterne, men forskjellen var svært liten. 

Vi vasket utstyret godt før vi brukte det. Klasser før oss kan ha brukt utstyr til andre ting, og kanskje ikke vasket så godt. Urene glass kan gi unøyaktighet, eller til å med påvirke blandingene vi lagde, pga. reaksjoner med eventuelle andre stoffer. (i forsøk 2).

Konklusjon:
Vi har lært om hvordan kjemisk energi kan bli til elektrisk energi.
Vi har kommet fram til at Daniellcellen har færre variabler enn sitronbatteriet, og kan som batteri var over noe lenger tid enn sitronbatteriet.

Kilder:

• Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
• http://ndla.no/nb/node/15925?fag=7
• http://ndla.no/nb/node/14709?fag=7
• http://ndla.no/nb/node/14710?fag=7

Enkle redoksreaksjoner – metallenes spenningsrekke

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
Metallenes spenningsrekke

Hensikt:
Hensikten med eleveøvelsen er å lære om metallenes spenningsrekke og hva slags betydning den har i kjemiske forbindelser med metallene. Vi skal fokusere på grunnstoffene kobber, sink og sølv.

Bakgrunnsteori:
I denne øvelsen er det nyttig å kunne noen begreper som vi lærte i forrige øvelse(ny fane).

Metallene har få elektroner i det ytterste skallet, og har lett for å gi disse fra seg til grunnstoffer i gruppe 16 og 17, i et ønske om å oppnå edelgasstruktur. De blir altså lett oksidert, mens grunnstoffene i gruppe 16 og 17 blir lett redusert. 

Viktige begreper:

• Den elektrokjemiske spenningsrekken: "Spenningsrekka": Metallene er rangert inn i hvor lett de blir oksidert. Metallene til venstre i dette utdraget blir lett oksidert og danner dermed positive ioner. Alle metallioner vil kunne reagere med metaller som ligger lenger til venstre en den selv, som gjør det naturlig å kalle det en "rekke". Her er et utdrag fra spenningsrekken.

• Elektronegativitet: Elektronegativitet er et mål på hvor lett grunnstoff tar opp elektroner. Fluor (F) er det mest elektronegative grunnstoffet. På samme måte kan vi si at grunnstoffer som lett gir fra seg elektroner er elektronpositive.
• Edelmetaller: Edelmetaller er lite reaktive. De står til høyre for hydrogen i spenningsrekken, og er svært stabile. De avgir ikke elektronene så lett som metallene til venstre for hydrogen i rekka. De edle metallene finnes rent i naturen, i motsetning til andre metaller. Eksempler er gull, sølv, kopper og platina. 

Hypotese:

Forsøk 1: Kobber vil ta et elektron fra sink når du putter en sinkbit oppi kobbersulfatet. Omvendt vil derimot ikke gi noen reaksjon, fordi kobber er bak sink på spenningsrekken.

Forsøk 2: Sølv vil ta elektroner fra kobber, og bli negativt ladet, og sølv blir positivt ladet. 

Utstyr:

• 3 små begerglass
• Vernebriller
• Frakk (valgfritt)
• Mobil/kamera (bilder)
• Sinksulfatløsning (ZnSO₄)
• Kobbersulfatløsning (CuSO₄)
• Sølvnitrat (AgNO₃)
• Sink (Zn_(s))
• Kobber (Cu_(s))

Metode:
Forsøk 1: Vi fant fram alt utstyret vi trengte. Vi helte sinksulfatløsning i det ene begerglasset og kobbersulfatløsning i det andre. Vi satte en liten bit kobbertråd i sinksulfatløsningen, og en liten bit sink i kobbersulfatløsningen. Vi tok bilder underveis.

Forsøk 2: Vi fant fram en kobbertråd og helte sølvnitratløsning i et glassbeger. Vi satt kobbertrådet forsiktig i begeret. Vi tok bilder da det straks begynte å gro noe på tråden.

Resultater og observasjoner:
Forsøk 1:

Det tok veldig lite tid før sinkbiten ble mørk, og etter litt tid begynte den å bli oppløst i kobberionene. Kobbertråden skjedde det derimot ingenting med, uansett hvor lenge vi ventet. Sink går i oppløsning, og går fra sink i metallform til sinkioner. Kobberionene blir redusert og blir til kobber i metallform, samtidig som sink blir oksidert og blir til ioner.

Reaksjonslikningen her er: Cu²+ + Zn → Cu + Zn²+

Forsøk 2:

Det tok kort tid fra kobbertråden var satt i sølvnitratløsningen før den begynte å reagere. Vi ristet litt på glasset til slutt for å se om noe rørte seg. Det er sølv som dannes. Kobber i metallform blir til kobberioner fordi den "bytter plass" med sølvet. Sølvet i ioner blir til sølv i metallform. Altså blir kobberet oksidert og sølvet redusert.

Reaksjonslikningen her er:  2Ag⁺+ Cu → 2Ag + Cu²⁺

Drøfting og feilkilder:
Vi har gjort to forsøk i denne elevøvelsen, hvor vi i det første prøvde å lage reaksjoner begge veier (kobber i sink, sink i kobber). I det andre gjorde vi det bare den ene veien (kobber i sølv, men ikke sølv i kobber). Likevel vet vi utifra det vi har lært om spenningsrekken at det ikke hadde skjedd noe. Sølv er nemlig edlere enn kobber, og oksideres ikke like lett. Samtidig vet vi at sølv ikke er spesielt rimelig, og vi hadde ikke behøvet å prøve det ut når vi vet hva som skjer.

Konklusjon:
Vi har funnet ut at sinkatomer har lettere å for å gi fra seg elektroner enn det kobberatomer har. Kobber er altså edlere enn sink, og er dermed lenger til høyre på spenningsrekken enn sink.

Vi har også funnet ut at kobberatomer har lettere for å gi fra seg elektroner enn det sølvatomer har. Sølv er altså edlere enn kobber, og oksideres ikke like lett.

De tre metallene vi har fokusert på i denne øvelsen kan vi rangere slik i spenningsrekken slik: 

Sink (Zn), Kobber (Cu), Sølv (Ag).

Sink gir altså lettest fra seg elektroner av disse tre, og er minst elektronegativ. Sølv er den som er mest edel, og mest elektronegativ. 

Kilder:

• Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
• http://ndla.no/nb/node/4929?fag=7 (Simulering av spenningsrekken)
• http://ndla.no/nb/node/14658?fag=7 (Plassering i spenningsrekken)
• Powerpoint fra lærer (Spenningsrekken)

Vi brenner magnesium

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
Brenne magnesium

Hensikt:
Hensikten med elevøvelsen er å lære om forbrenning og å se hvordan magnesium forandrer seg ved redoksreaksjon.  

Utstyr:

• Magnesiumbånd
• Digeltang
• Porselensskål
• Gassbrenner
• Fyrstikker
• Vernebriller
• Saks
• Mobil(kamera, til bilder)

Bakgrunnstoff:
I denne øvelsen er det nyttig å kunne noen begreper som vi lærte forrige øvelse(ny fane). 

Viktige begreper:

• Forbrenning: Når et stoff reagerer med oksygen og det blir frigjort energi, er det forbrenning som skjer. De tre betingelsene for at det skal brenne er:
• Brennbart stoff
• Oksygen (eller et annet stoff som kan holde forbrenningen i gang)
• Tenntemperatur
• Salt: Salter er ionebindinger(Et atom gir fra seg elektroner til et annet/får fra et annet for å oppnå edelgasstruktur). I denne øvelsen ser vi et eksempel på dette. Vi får Mg + O = MgO.
• Redoksreaksjon: En redoksreaksjon er en reaksjon der det skjer en elektronoverføring. Det fulle navnet er reduksjonsoksidasjonsreaksjon.
• Reduksjon: Når et atom tar opp ett eller flere elektroner, sier vi at det blir redusert. Oksygen og stoffene i gruppe 18 mangler få elektroner for å få edelgasstruktur. Disse stoffene blir lett redusert.
• Oksidasjon: Når et atom gir fra seg ett eller flere elektroner sier vi at blir oksidert. Metaller i gruppe 1 og 2 har ett eller to elektroner i det ytterste elektronskallet og blir lett oksidert.

Metode:

Vi klippet av en liten bit magnesiumbånd og holdt den med digeltang. Vi tente gassbrenneren og holdt magnseiumbiten over flammen til det begynte å brenne. Det tok ikke lang tid før det begynte å brenne. Det brente med en sterk flamme, så vi unngikk å se direkte på flammen. Vi tok deretter vekk magnesiumbiten fra flammen. Flammen gjorde at magnesiumbåndet brant til tynne, skjøre hvite bånd. Vi la resten av biten i en porselenskål. Vi smakte til og med på det hvite stoffet. Det liknet på tavlekritt og var smakløst.

Resultater og observasjoner:

Da magnesiumet først tok fyr, brant det opp fort. Straks var magnesiumet blitt til det hvite, krittaktige stoffet. Det var veldig skjørt og løste seg opp veldig lett, som er slik kritt er. Dette er MgO, eller magnesiumoksid. Magnesiumen har reagert i en brenning, og vi har fått et nytt stoff.

Noen viktige kjemiske formler:

• Reduksjon av oksygengass:  Mg + O –> MgO (ionebinding)
• Oksidasjon av magnesium: Mg – 2e^-  –>  Mg2+-ioner
  Reduksjon: O + 2e^- –>  O²⁺

Når magnesium reagerer med oksygen, skjer det en redoksreaksjon. Oksygen blir redusert og magnesium oksidert. I reaksjonen mellom stoffene ønsker de å oppnå edelgasstruktur. 

Magnesium har to elektroner i det ytterste skallet, mens oksygen mangler nettopp to elektroner i det ytterste skallet.

Drøfting og feilkilder:
Magnesium brant fort, så vi måtte være raske med å ta bilder. Dessuten, vil bilde vise et litt annet bilde av hvordan flammen så ut, enn den gjør i virkeligheten. Det er vanskelig å se at det brenner opp. 

Konklusjon:
Vi har lært litt om forbrenning, og om hva som skjer med magnesium når vi brenner det. Vi har lært om redoksreaksjoner i tillegg.

Kilder:

• Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
• Powerpoint av lærer (Redoksreaksjoner)