Hensikt

Å lage galvanisk element for å produsere strøm.

Teori

Batteri

Et batteri fungerer på samme måte som et galvanisk element. De omdanner kjemisk energi til elektrisk energi. I dette forsøket har vi brukt kobber og sink som elektroder, mens det vanligste batteriet i husholdning (alkalisk batteri, som brukes i for eksempel fjernkontroller) bruker sink og manganoksid. Jeg vil nå forklare hva som skjer inni et batteri når det gir fra seg elektrisk energi, ved å ta for meg et galvanisk element.

Galvanisk element. Klikk på bildet for animasjon.

Et galvanisk element består av to elektroder: En anode (sink - Zn) som er negativ, ettersom den gir fra seg elektroner, og en katode (kobber - Cu) som er positiv, fordi den mottar elektroner. Et galvanisk element består også av en løsning av sinksulfat, Zn²⁺-ioner og SO₄^2--ioner (ZnSO₄), og en løsning av kobbersulfat, Cu²⁺-ioner og SO₄^2--ioner (CuSO₄), i to forskjellige beholdere. I tillegg består den av en saltbro, en fuktet papirstrimmel (som kan bestå av for eksempel kaliumnitrat (KNO₃)) og alternativt et voltmeter eller en lyspære eller lignende. Ledninger forbinder elektrodene (og evt. voltmeteret eller lyspæra) med hverandre.

Ved sinkelektroden:

Sinket danner ioner ved å gi fra seg to elektroner, som strømmer gjennom ledningen i form av elektrisk energi. Da blir det igjen Zn²⁺ i væsken. Sinkelektroden blir gradvis redusert, ettersom den konstant gir fra seg elektroner og danner ioner. Den kjemiske reaksjonen som skjer kalles en oksidasjon, dvs. at atomer gir fra seg e^-, og kan skrives slik:

Zn (s) -> Zn²⁺ (aq) + 2e^-.

Ved kobberelektroden:

Kobber har lett for å ta til seg elektroner. Så når elektronene strømmer gjennom ledningen, og til løsningen av kobbersulfat, går de sammen med Cu²⁺-ionene i væsken. Ionene tar til seg elektroner og blir til kobber (Cu). Dette kobberet legger seg på kobberelektroden. Kobberelektroden blir hele tiden større og større. Den kjemiske reaksjonen som skjer kalles en reduksjon, dvs. at atomer tar til seg e-, og kan skrives slik:

Cu²⁺ (aq) + 2e^- -> Cu (s).

Ved saltbroen:

En av saltbroens funksjoner er å slutte kretsen for å hindre at Cu²⁺-ionene og Zn²⁺-ionene kommer i kontakt med hverandre. Hvis dette skjedde, ville for eksempel de frigjorte elektronene sinkelektroden nøytralisere Cu²⁺-ionene, og skape et belegg av kobber utenpå sinkstaven, som etter hvert ville ha sluttet å virke. Den er også nødvendig for å balansere elektron-fordelingen mellom de to tankene: Løsningen av sinksulfat blir stadig mer positiv (Zn²⁺ går fra sinkelektroden og ut i væsken) og løsningen av kobbersulfat blir stadig mer negativ (Cu²⁺ går fra væsken og setter seg på kobberelektroden). Elektronene kan bare gå gjennom kretsen når begge væskene er balanserte. Derfor sender saltbroen (KNO₃) K⁺-ioner ut i løsningen av kobbersulfat og NO₃^--ioner ut i løsningen av sinksulfat for å nøytralisere ladningen. Disse ionene deltar ikke i redoksreaksjonene (de tar ikke til seg og gir ikke fra seg e^-), og de reagerer heller ikke med noen av de andre ionene i løsningene.

I hele det galvaniske elementet:

Etter hvert blir altså sinkelektroden mindre, ettersom den gir fra seg elektroner til kobbersulfat-løsningen og ioner til sinksulfat-løsningen. Kobberelektroden blir større, ettersom elektronene fra sinkelektroden danner kobber sammen med kobber-ionene og legger seg på elektroden. Saltbroen vil også gradvis bli mindre, ettersom den gir fra seg ioner til de to væskene. Den totale kjemiske reaksjonen som skjer, kan skrives på denne måten:

Zn (s) + Cu²⁺ (aq) -> Zn²⁺ (aq) + Cu (s) + energi

Det som avgjør hvor stor spenning det kan bli i et galvanisk element, er hvor stor forskjell det er mellom elektrodenes evner til å danne ioner og avgi elektroner. En annen faktor som teller er konsentrasjonen av metallioner i væskene. I et galvanisk element med kobber og sink som elektroder, vil spenningen bli ca. 1 volt. Det at hvert galvanisk element gir en mer eller mindre bestemt spenningsverdi, kalles elementets elektromotoriske spenning.

Utstyr

- Voltmeter

- Ledninger

- Begerglass

- Trekkpapir

- Kobber

- Spiker

- Vann

- Kobbersulfat

- Sinksulfat

- Kaliumnitrat

Utførelse

Jeg jobbet sammen med Tore, Benjamin og etter hvert også Martin på denne øvelsen. Det første vi gjorde var å finne det nødvendige utstyret. Vi tok to like store begerglass og fylte dem halvfulle med vann. Så blandet vi ut en løsning av sinksulfat i det ene og en løsning av kobbersulfat i det andre. Deretter laget vi en liten remse av trekkpapir, som vi dyppet opp i kaliumnitrat (KNO₃). Trekkpapiret brukte vi som en saltbro; vi la den mellom de to beger-glassene sånn at den lå dyppet oppi begge væskene. Spikeren var dekket av sink (for at den ikke så lett skal ruste), så vi festet den til en ledning og la den oppi sinksulfatet. Vi gjorde deretter det samme med kobberet; festet en ledning til den og la den oppi kobbersulfatet. Den andre delen av de to ledningene festet vi så til et voltmeter (brukes til å måle el. spenning). Etter at vi hadde produsert energi fra et galvanisk element, koblet vi flere inn, og fikk et merkbart høyere resultat på voltmeteret.

Resultater

Vi omdannet kjemisk energi til elektrisk energi ved å bruke et galvanisk element. Vi leste av følgende spenningsnivåer på voltmeteret:

- Ett galvanisk element: Ca. 0,1-0,2 V

- Fem galvaniske elementer: Ca. 0,4-0,5 V

Vi observerte at spenningsnivået steg og sank ut ifra hvor mange galvaniske elementer vi parallellkoblet. Men, selv om vi koblet sammen flere galvaniske elementer, fikk vi aldri en spenningsverdi på 1 volt, som det skulle ha vært i denne typen galvanisk element. Jeg tror at grunnen er at konsentrasjonen av metallioner i ioneløsningene var for lav.

Konklusjon

Jeg, og min gruppe, klarte å lage et galvanisk element, og vi lyktes i forsøket på å lage elektrisk energi. Etter å ha tilegnet meg informasjonen som jeg brukte til å skrive denne rapporten, har jeg fått en mye bedre forståelse av hva som skjer i et galvanisk element.

Kilder

http://en.wikipedia.org/wiki/Salt_bridge

http://filarkiv.viten.no/?content=galvanisk_element

http://gyldendal.no/senit/content/html/full_content.asp?file=skarning/kap5/batterier

http://home.online.no/~taninfo/fysikk/elektromagnetisme/batteri.html

Senit vg1