Elektrokemi · gør-det-selv

Saltvandsbatteriet
zink, kobber og en spiseskefuld salt

Fire gennemsigtige celler med saltvand, en zinkelektrode og en kobberelektrode i hver — og en rød lysdiode, der lyser. Det hele bygget på et køkkenbord. Tryk på kontakten og se, hvad der sker inde i cellen.

elektroner e⁻ Zn²⁺ Na⁺ Cl⁻ OH⁻
Forsøget

Fire celler, fire søm og en lysdiode

Hver celle er en lille gennemsigtig plastbeholder fyldt med saltvand. I beholderen står to elektroder: et stykke zink (det grå søm) og et stykke kobber. Cellerne forbindes i serie med ledninger og krokodillenæb — pluspol til minuspol — og til sidst sættes en rød lysdiode ind i kredsløbet.

Fire gennemsigtige celler med elektroder i saltvand, forbundet i serie med røde og sorte ledninger, og en rød lysdiode der lyser
Opstillingen. Fire celler i serie på køkkenbordet. Bemærk den lille røde lysdiode mellem det sorte og det røde krokodillenæb — den lyser!
Hånd holder to krokodillenæb med en lysende rød lysdiode imellem
Beviset. Lysdioden lyser tydeligt, når kredsløbet sluttes. En rød LED kræver typisk 1,7–2,0 V — så batteriet leverer.
Digitalt multimeter der viser 1,54 volt, forbundet til cellerne
Målingen. Multimeteret viser 1,54 V over fire celler i serie — altså omkring 0,39 V pr. celle. Hvorfor ikke mere? Det vender vi tilbage til.

Det ligner legetøj, men det er præcis samme princip som i Alessandro Voltas berømte voltasøjle fra år 1800 — verdens første batteri, bygget af zink- og kobberskiver med saltvandsvædet pap imellem. Med fire celler på et køkkenbord gentager vi altså et af fysikhistoriens vigtigste eksperimenter.

Kemien

Hvad sker der inde i cellen?

En galvanisk celle omdanner kemisk energi til elektrisk energi. Drivkraften er, at zink meget hellere vil afgive elektroner end kobber.

Ved zinkelektroden (anoden, minuspol) går zinkatomer i opløsning som ioner og efterlader to elektroner i metallet:

Anode · oxidation \[ \mathrm{Zn(s)} \;\rightarrow\; \mathrm{Zn^{2+}(aq)} + 2\,e^- \qquad E^\circ = -0{,}76\ \mathrm{V} \]

Elektronerne løber gennem den ydre ledning — og gennem lysdioden — over til kobberelektroden (katoden, pluspol). Her er det vigtigt at bemærke: kobberet deltager ikke selv i reaktionen! Det fungerer blot som en inert elektrode, hvor elektronerne afleveres til ilt opløst i vandet:

Katode · reduktion \[ \mathrm{O_2(aq)} + 2\,\mathrm{H_2O(l)} + 4\,e^- \;\rightarrow\; 4\,\mathrm{OH^-(aq)} \qquad E^\circ = +0{,}40\ \mathrm{V} \]

Den samlede reaktion bliver dermed en langsom "forbrænding" af zink med ilt:

Totalreaktion \[ 2\,\mathrm{Zn(s)} + \mathrm{O_2(aq)} + 2\,\mathrm{H_2O(l)} \;\rightarrow\; 2\,\mathrm{Zn^{2+}(aq)} + 4\,\mathrm{OH^-(aq)} \]

Og hvad laver saltet så? Natrium- og chloridionerne deltager ikke i elektrodereaktionerne — de er ledningsevnens arbejdsheste. Inde i væsken skal kredsløbet nemlig sluttes af ioner, der vandrer: positive ioner mod katoden, negative mod anoden. Rent vand leder næsten ikke strøm; med en skefuld salt bliver elektrolytten tusindvis af gange bedre ledende.

Teorien

Hvor stor en spænding kan vi forvente?

Cellens elektromotoriske kraft (emk) under standardbetingelser fås af standardpotentialerne:

Emk \[ E^\circ_{\text{celle}} = E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} = 0{,}40\ \mathrm{V} - (-0{,}76\ \mathrm{V}) = 1{,}16\ \mathrm{V} \]
HalvreaktionE° (V)Rolle her
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu+0,34Deltager ikke (ingen Cu²⁺ i opløsningen)
O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻+0,40Katodereaktion på kobberets overflade
2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻−0,83Mulig konkurrent, når ilten er brugt op
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn−0,76Løber baglæns: anodereaktion

I praksis måler man typisk 0,7–1,0 V pr. celle — pænt under de 1,16 V. Der er tre gode grunde:

1. Overspænding. Iltreduktionen på en kobberoverflade er træg; der skal et ekstra "skub" (overpotentiale) til, før reaktionen løber med mærkbar hastighed.
2. Koncentrationer langt fra standard. Mængden af opløst ilt er lille (ca. 0,25 mM ved stuetemperatur), og Nernst-ligningen trækker potentialet ned: \[ E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q \] 3. Indre modstand. Så snart der trækkes strøm, falder polspændingen med \( U = \varepsilon - R_i \cdot I \). Saltvandscellens indre modstand er stor — derfor lyser dioden svagt, men tydeligt.

Med målingen på 1,54 V over fire celler i serie får vi ca. 0,39 V pr. celle — betydeligt under den teoretiske EMK, hvilket afspejler de store overpotentialer og den høje indre modstand i saltvandscellerne.

Prøv selv

Seriekobling: hvor mange celler skal der til?

En rød lysdiode begynder først at lyse, når spændingen over den når op omkring 1,7–1,8 V. Træk i skyderne og find ud af, hvor mange saltvandsceller der skal til.

Samlet spænding: 3,08 V  

Ved seriekobling lægges spændingerne sammen: \( U_{\text{total}} = n \cdot U_{\text{celle}} \). Strømmen er derimod den samme gennem alle cellerne — og den begrænses af cellernes samlede indre modstand. Derfor lyser dioden, men kun svagt.

Målingen

Multimeteret siger…

1.54V ⎓

Multimeteret står på 20 V jævnspænding og måler her over fire celler i serie. Bemærk at et voltmeter har meget stor indre modstand og derfor næsten ikke trækker strøm — det måler altså noget tæt på cellernes hvilespænding (emk). Sætter man i stedet lysdioden i kredsløbet, falder spændingen, fordi der nu løber en strøm gennem cellernes indre modstand.

Et godt ekstra forsøg: mål spændingen over én celle, to celler, tre celler og fire celler, og tegn spændingen som funktion af antal celler. Punkterne bør ligge på en ret linje gennem nulpunktet — seriekoblingens lov, set med egne øjne.

Tjek dig selv

Fire hurtige spørgsmål