Forsøk og praktisk arbeid

Passer for

  • vg1
  • kjemi 2

Tidsbruk

  • 1 - 2 timer

Fra elektrolyse av vann til brenselcellen

I disse tre relativt enkle forsøkene blir elektrolyse, akkumulatorprinsippet, brenselcelleprinsippet og hydrogengass som energibærer belyst. I tillegg får en fram sider ved syrer og baser knyttet til elektrolyse av vann.

De fleste elever er i dag vant til ladbare batterier, men de kjenner kanskje ikke til prinsippet bak. Forsøkene under viser hvordan akkumulatoren virker. Ved å tilføre energi gjennom elektrolyse, kan en få en kjemisk reaksjon til å gå i en retning den normalt ikke ville gå, i dette tilfellet får vi spalting av vann til H2-gass og O2-gass. Mesteparten av gassen vil forsvinne opp i lufta, men en del gassblærer vil bli sittende igjen på elektrodene dersom disse får stå i ro i løsningen. Når en så, etter at strømkilden er koplet ut, kopler inn en liten elektromotor eller diode i kretsen, vil reaksjonen kunne gå motsatt vei og dermed generere energi som får motoren til å gå eller dioden til å lyse. Dette er en enkel demonstrasjon av hvordan en akkumulator virker.

En kan få fram betydningen av H2 som energibærer og hvordan vann er en uuttømmelig kilde til produksjon av denne gassen. Mange kjenner gjerne til hvordan H2-gass smeller når den antennes. I dette forsøket får en utnyttet energien i H2-gassen på en kontrollert måte.

Forsøk 1. Elektrolyse av vann
I dette forsøket bruker vi en løsning av NaNO3 eller Na2SO4 som elektrolytt. Dette er salter som inngår i reaksjonen, og vi får dermed vannspalting på begge elektrodene.

Skjær til en isoporplate som akkurat passer i bunnen av begerglasset.

Elektrolyse av natriumnitrat Elektrolyse av natriumnitrat

Press de to karbonelektrodene ned i isoporen slik at de står støtt. Det er viktig at elektrodene får stå i ro gjennom hele forsøket.

Koble en ledning til hver av elektrodene og videre til batteriet eller strømkilden. Noter hvilke ledning som er koblet til hvilken pol.

La elektrolysen gå i 1- 2 minutter litt avhengig av hvor sterk strømmen er.

Observer hva som skjer ved de to karbonelektrodene. NB! Når du kobler fra strømmen er det viktig at elektrodene får stå helt i ro.



Forsøk 2: Akkumulatoren eller brenselcellen

Akkumulator som driver en elektromotor Akkumulator som driver en elektromotor

Når du har koblet fra strømkilden kobler du straks de ledige endene av ledningene til elektromotoren. Litt avhengig av hvor godt du har fått ladet ”akkumulatoren”, vil motoren nå kunne gå i opptil 3 minutter før ”akkumulatoren” er utladet. 

Dersom du bytter om de to ledningene på motoren, vil du se at propellen går andre veien.

Akkumulatoren får dioden til å lyse Akkumulatoren får dioden til å lyse

Du kan gjenta elektrolysen (forsøk 1) og koble inn en lysdiode i kretsen i stedet for motoren. Akkumulatoren får dioden til å lyse. Den vil lyse minst like lenge som motoren gikk.

Her er det lurt å ha et hvitt ark på bordet under dioden for å lettere registrere hvor lenge den lyser. Når du bruker lysdioder er det viktig å vite hva som er negativ og positiv pol i ”akkumulatoren” din.

 

 

Forsøk 3: Det blir dannet syre og base under elektrolysen

Elektrolytt tilsatt rødkålsaft Elektrolytt tilsatt rødkålsaft

Gjør elektrolysen som beskrevet i forsøk 1, men tilsett litt syrebaseindikator til blandingen. I dette forsøket er det brukt rødkålsaft.

La elektrolysen gå til du tydelig ser fargeendringer rundt elektrodene. Det er en forutsetning at elevene på forhånd vet hvilken farge indikatoren har i sur og basisk løsning.

Rundt den negative elektroden (katoden) der det blir dannet H2-gass, indikerer den grønne fargen at det også blir dannet OH--ioner. Rundt den positive elektroden (anoden) blir det dannet O2-gass og rødfargen indikerer at det også blir dannet H+-ioner (H3O+).

Farge på elektrolytten etter elektrolyse Farge på elektrolytten etter elektrolyse

Prøv også å stikke pH-papir forsiktig ned ved hver av elektrodene og midt mellom dem for å bestemme pH-verdier.

Etter at elevene har studert fargene i løsningen kobler de fra strømkilden og blander løsningen godt. Den får da tilbake den opprinnelige fargen. Det viser at syren og basen som ble dannet har nøytralisert hverandre. Det har altså blitt dannet like mye H+ som OH- ved elektrolysen.

Faglig forklaring

Kjemien og teorien bak disse forsøkene kan være litt komplisert, men det går godt an å gjøre forsøkene uten å gå for langt inn i de kjemiske betraktningene.
 
Elektrolyse
I en elektrolyse skjer det samtidig en reduksjon og en oksidasjon. I en reduksjon får et stoff tilført elektroner fra et annet stoff. Dette stoffet mister elektroner og blir oksidert. Stoffet som blir redusert tar opp elektroner. I dette forsøket blir vann både redusert og oksidert.

NaNO3 eller Na2SO4, som blir brukt som elektrolytt, inngår ikke selv i reaksjonen. Saltet danner negative og positive ioner i løsning, og disse vil bli trukket mot henholdsvis positiv og negativ pol. Ionene er nødvendige for at det skal gå strøm i systemet, men de vil ikke selv bli utladet ved elektrodene. I stedet vil det bli trukket elektroner ut av vann på den positive elektroden og avgitt elektroner til vann på den negative elektroden slik at vi får vannspalting begge plasser.

Den karbonelektroden som er koblet til den negative batteripolen er den negative elektroden (katoden). Her blir det dannet en gass og løsningen skifter farge til grønn. Gassen er H2 og grønnfargen indikerer basisk løsning, altså dannelse av OH--ioner. Vannmolekylene blir tilført elektroner og de blir redusert.

Negativ elektrode (katodereaksjon): 2H2O + 2e- → H2 +2OH-

Ved den positive elektroden (anoden) får vi også en gassproduksjon, og løsningen skifter farge til rød. Det blir dannet O2-gass. Rødfargen indikerer sur løsning, altså dannelse av H+-ioner.

Positiv elektrode (anodereaksjon): 2H2O → 4H+ + O2 + 4e-

Totalreaksjonen er summen av de to delreaksjonene. Det er viktig at det blir avgitt like mange elektroner som det blir mottatt, derfor går reaksjonen ved den negative elektroden to ganger for hver gang reaksjonen går ved den positive elektroden.

Negativ elektrode:    4H2O + 4e- → 2H2 + 4OH-
Positiv elektrode:    2H2O → 4H+ + O2 + 4e-
Reaksjon:        6H2O → 2H2 + O2 + 4H2O

Vi fjerner H2O på begge sider får vi totalreaksjonen:    2H2O → 2H2 +O2

Syrebaseindikatoren og måling av pH i forsøk 3 viser tydelig at det blir dannet H+ og OH- ved elektrodene, og at det blir dannet like mye av hvert ion. H+ og OH- nøytraliserer hverandre og danner vann. Totalreaksjonen gir altså ikke noe overskudd av H+ eller OH- i reaksjonsblandingen. Dette kan vi dra nytte av når vi skal finne ut hva som skjer kjemisk ved de to elektrodene, og når vi skal skrive reaksjonsligninger.

Det er mulig å utføre elektrolysen med andre elektrolytter, for eksempel NaCl eller HCl.
I en NaCl løsning vil Cl- reagere ved den positive polen og bli til Cl2-gass, mens det fremdeles blir vannspalting og H2-gass ved den negative elektroden. I en HCl løsning vil derimot både H+ og Cl- bli utladet og danne henholdsvis H2- og Cl2-gass slik at vi ikke får vannspalting.

Akkumulatoren
Ved å tilføre energi har vi fått dannet H2-gass og O2-gass ved hver sin elektrode. Noe av gassen sitter som små gassblærer på og rundt elektrodene. Når vi kopler en elektromotor eller diode inn i kretsen kan reaksjonen gå motsatt vei av elektrolysereaksjonen over og generere energi. Ved en elektrolyse tvinger vi en ikke-spontan reaksjon til å gå i den retningen vi ønsker. Den motsatte reaksjonen, 2H2 +O2 → 2H20, er spontan. Dette er i prinsippet samme reaksjon som når vi får ”knallgass” til å smelle, men her blir energien tatt ut kontrollert.

Akkumulatoren vår har en begrenset kapasitet før den må lades på nytt. Elektronene går fra den negative polen (H2) til den positive (O2) og får propellen til å gå i en bestemt retning. Dersom du bytter om ledningene på propellen vil den gå den andre vegen. I en lysdiode kan strømmen bare gå i en retning. Den korteste pinnen på dioden skal på negativ pol i akkumulatoren. Det er den ledningen som sto i den negative polen på batteriet da du ladet systemet

En akkumulator er det samme som et ladbart batteri. Batteriet er da en elektrolysecelle som lades opp ved at strøm fra en ytre strømkrets får de kjemiske reaksjonene til å gå i motsatt retning av det de spontant vil gå. I vårt tilfelle spaltes vann til H2- og O2-gass. Akkumulatoren som vi benytter her vil ikke kunne fungere som en akkumulator i praktiske sammenhenger, men den kan demonstrere prinsippet bak akkumulatoren.

I dette forsøket kaller vi H2 for en energibærer, fordi gassen overfører energi fra et system til et annet. Vi bruker elektrisk energi til å produsere H2. I neste omgang kan H2 reagere med O2 og produsere energi som igjen kan overføres til elektrisk energi. I en brenselcelle blir nettopp kjemisk energi omdannet til elektrisk energi ved at for eksempel H2- og O2-gass reagerer med hverandre. Akkumulatoren vår kan derfor være en enkel modell for en brenselcelle.

Forsøket viser at det eneste som blir forbrukt i elektrolysen er vann som blir spaltet til H2 og O2-gass. Det betyr at ved elektrolyse av vann, har vi egentlig en uutømmelig kilde til H2-gass.

Kommentarer/praktiske tips

Det er en fordel å bruke et 9V batteri i forsøket. Det går også an å bruke et vanlig batteri på 4,5V, men reaksjonen går da mye saktere og tar derfor lengre tid.

For å få mest mulig strøm ut av akkumulatoren er det lurt å la elektrolysen foregå i 1-2 minutter. Hvis en øker tiden utover dette, vil bare mer gass forsvinne fra løsningen.

For at mest mulig gass skal bli sittende på elektrodene er det viktig at disse får stå helt i ro når en bytter fra elektrolyse til akkumulator. En måte å gjøre det på er å feste dem i en isoporbit i bunnen av begerglasset slik som vist i forsøket.

Hvis du ikke har isopor går det an å sette elektrodene i ”OASIS (som brukes i blomsteroppsatser).

I disse forsøkene er det benyttet en lettdrevet elektromotor (Solar-mini 0,7-5V fra KPT), men forsøkene vil kunne gjennomføres med andre elektromotorer.

Rødkålsaft lager du ved å koke rødkål og sile fra kokevannet.

Aktuelle kompetansemål i læreplanen

Læreplan i naturfag

  • Etter Vg1 - studieforberedende utdanningsprogram
    • Energi for framtiden
      • forklare hva redoksreaksjoner er, gjøre forsøk med forbrenning, galvanisk element og elektrolyse og gjøre greie for resultatene
      • beskrive virkemåten og bruksområdet til noen vanlige batterier og brenselceller
  • Etter Vg3 - påbygging til generell studiekompetanse
    • Energi for framtiden
      • forklare hva redoksreaksjoner er, gjøre forsøk med forbrenning, galvanisk element og elektrolyse og gjøre greie for resultatene
      • beskrive virkemåten og bruksområdet til noen vanlige batterier og brenselceller

Materialer og utstyr

  • begerglass (250 mL - 500mL)
  • 9V batteri eller en strømkilde med variabel spenning
  • 2 ledninger med ulik farge
  • krokodilleklemmer
  • løsning av NaNO3 eller Na2SO4 (1 mol/L)
  • lettdrevet elektromotor med propell
  • lysdiode
  • isopor til å sette fast elektrodene
  • rødkålsaft eller annen syre/base indikator som elevene kjenner til
  • pH-papir

Tema