FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER
description
Transcript of FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER
![Page 1: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/1.jpg)
FRA DE FØRSTEELEKTROKJEMISKE CELLENE
TIL
DAGENS BATTERIER
![Page 2: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/2.jpg)
• Det første batteriet som er kjent er fra ca. 250 f. Kr. Batteriet besto av en jerntråd inne i en sylinder av kobber. Denne ble fylt med eddik, og man tror strømmen fra det ble brukt til forsølving.
![Page 3: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/3.jpg)
Fra ”vår” tid:
• 1791: Galvani oppdaget ”animalsk” strøm.
• 1800: Volta demonstrerte sitt batteri for Napoleon i Paris.
• 1836: Daniell oppfant Cu-Zn-elementet.
• 1839: Grove lagde den første brenselcella.
• 1859: Planté fant opp blybatteriet.
• 1868: Leclanché fant opp sitt element (tørrelementet).
![Page 4: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/4.jpg)
• 1899: Svensken Jungner oppdaget Ni-Cd-elemnet.
• 1965: Det første alkaliske batteriet.
• 1972: de første Li-batteriene ble laget.
• 1990: Ni-MH-batteriene ble kommersielle.
• 1991: Li-ionbatteriene ble kommersielle.
![Page 5: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/5.jpg)
HVA SKAL TIL FOR Å LAGE ET BATTERI?
• Vi trenger to forkjellige elektroder og
et medium som leder elektrisk strøm.
• Elektrodene var i starten to ulike metaller, men kan i dag være ”mye rart”.
![Page 6: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/6.jpg)
DANIELL-ELEMENTET
V
ZnZn
2+ CuCu2+
SO42-
Na+
![Page 7: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/7.jpg)
NOEN VIKTIGE BEGREPER:
• ANODE: Den polen der det skjer• en OKSIDASJON.
• KATODE: Den polen der det skjer• en REDUKSJON.
• I et batteri er KATODEN POSITIV POL og ANODEN NEGATIV POL.
![Page 8: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/8.jpg)
HVA SKJER KJEMISK I CELLA?
• Zn → Zn2+ + 2e- (oks)
• Cu2+ + 2e- → Cu (red) Totalreaksjon: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
• SALTBRUA skal sørge for at elektrolyttene holder nøytral ladning
![Page 9: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/9.jpg)
SPENNINGSREKKA
• Spenningsrekka er plassert etter rekkefølgen av reduksjonspotensialene i forhold til en standard hydrogenelektrode med spenningnen 0.00 V per def.
![Page 10: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/10.jpg)
Økendereduserende evne
Økendeoksiderendeevne
Oksform + ne- Redform E0 F2 + 2e- 2F- +2.87 V MnO4
-+8H++5e- Mn2++4H2O +1.51 V Cl2 + 2e- 2Cl- +1.36 V Br2 + 2e- 2Br- +1.09 V NO3
-+4H++ 3e- NO+2H2O +0.96 V Ag+ + e- Ag +0.80 V Fe3+ + e- Fe2+ +0.77 V I2 + 2e- 2I- +0.53 V Cu2+ + 2e- Cu +0.34 V 2H+ + e- H2 0.00 V Pb2+ + 2e- Pb -0.13 V Fe2+ + 2e- Fe -0.44 V Zn2+ + 2e- Zn -0.76 V Al3+ + 3e- Al -1.66 V Na+ + e- Na -2.71 V Ca2+ + 2e- Ca -2.87 V K+ + e- K -2.93 V Li+ + e- Li -3.05 V
![Page 11: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/11.jpg)
BETINGELSER FOR Å FÅ REAKSJON I MELLOM TO STOFF I SPENNINGSREKKA
• 1) Det ene stoffet står på oksform og det andre står på redform
• 2) Oksformen står over redformen i spenningsrekka
![Page 12: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/12.jpg)
• I Daniellelementet er halvreaksjonene
• Cu2+ + 2e- → Cu, E0red = +0.34 V
Zn2+ + 2e- → Zn, E0red = 0.76 V
• Den siste reaksjonen snus:
• Cu2+ + 2e- → Cu, E0red = +0.34 V
• Zn → Zn2+ + 2e- , E0oks = +0.76 V
• Totalreaksjon: Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+
![Page 13: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/13.jpg)
• Her: E0 = (0.34 + 0.76) V = 1.10 V
• I en elektrokjemisk celle er standard cellepotensial E0 gitt ved
E0 = E0red + E0
oks
![Page 14: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/14.jpg)
NERNSTS LIKNING
• Standardtilstanden er definert ved 1 atm trykk, 25 oC og 1 M konsentrasjon på elektrolyttene.
• Cellepotensialet E må korrigeres ved Nernsts likning Dersom vi ikke har standardtilstanden i cella.
![Page 15: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/15.jpg)
logV 059.0o Q
nEE
• E er cellepotensialet• E0 standard
cellepotensial• n er antall elektroner
som overføres i totalreaksjonen
• Q er reaksjonskvotienten for totalreaksjonen
(9) ln0 QnF
RTEE
![Page 16: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/16.jpg)
• Hva blir spenningen i et Daniellelement dersom [Cu2+] = 0.050 M og [Zn2+] = 2.5 M?
V 1.05 V )05.0(1.100.050
2.5log
2
V 059.0V 10.1
][Cu
][Znlog
V 059.02
20
nEE
![Page 17: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/17.jpg)
BATTERIER – NOEN BEGREPER
• Kapasitet: Et mål for energimengden som er lagret i batteriet. Måles i Ah eller mAh.
• Ladning: Produktet av strømstyrke og tid. Kapasiteten er derfor et mål for hvor stor ladningen i batteriet er.
• 1 Coulomb (C) = 1 As
• Faradays konstant F: 96500 C/mol, som betyr at 1 mol e- gir en ladning på 96500 C.
![Page 18: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/18.jpg)
• Energitettheten til et batteri er energien batteriet kan levere per masseenhet av batteriet. Den måles gjerne i kWh/kg.
• Et lett batteri som gir fra seg samme energimengde som et tungt batteri har derfor mye større energitetthet.
![Page 19: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/19.jpg)
ALKALISKE BATTERIER
• Anode: Zn
Katode: MnO2 (brunstein)
Elektrolytt: KOH
• Kapasiteten er avhengig av hvor mye strøm batteriet skal levere. Mye energi går tapt som varme dersom strømmen skal være høy.
• Batteriet er ikke oppladbart!
![Page 20: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/20.jpg)
• Ved anoden: • 0 +2
• Zn + 2OH- → ZnO + H2O + 2e- (oks), E0oks
= 1.2 V
• Ved katoden:• +4 +3
• 2MnO2 + 2H2O + 2e- → 2MnO(OH) + 2OH- (red), E0red = 0.3 V
• Total:• Zn + 2MnO2 + H2O → ZnO + 2MnO(OH), E0 = 1.5 V
• Energitetthet: 0.10 kWh/kg
![Page 21: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/21.jpg)
BLYBATTERIET
• Anode: Pb
Katode: PbO2
Elektrolytt: Ca 5 M H2SO4
Energitetthet: 0.03 kWh/kg
![Page 22: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/22.jpg)
• Ved katoden: • +4 +2
• PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) (red) ,
• E0red = 0.36
V• Ved anoden: • 0 +2
• Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (oks), E0
oks = 1.69 V
• Total: PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l),
• E0 = 2.05 V
![Page 23: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/23.jpg)
• Ved overlading vil det bli vannspalting til hydrogen og oksygen i batteriet!
• Derfor må batteriet etterfylles med vann.
• Ved ladingen vil noe blysulfat løsne fra elektrodene og falle ned som bunnfall. Dette fører til at [H2SO4] minker, og massetettheten minker. Vi kan derfor måle batteriets tilstand ved å måle tettheten av svovelsyra.
![Page 24: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/24.jpg)
NiCd-BATTERIET
• Anode: NiO(OH)
Katode: Cd
Elektrolytt: KOH(aq)
Energitetthet: 0.04 kWh/kg
![Page 25: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/25.jpg)
• Ved katoden: • +3 +2
• NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red = 0.49 V
• • Ved anoden:• 0 +2
• Cd(s) + 2OH- → Cd(OH)2(s) + 2e- (oks), E0oks = 0.71 V
• Totalreaksjon:
• 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + Cd(s) → 2Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s),
• E0 = 1.2 V
![Page 26: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/26.jpg)
• Fordeler: • Rask lading• Lang levetid – tåler mer enn 1000 oppladinger• Kan lagres i 5 år uten å ødelegges• Fungerer bra i lave temperaturer• Billig
• Ulemper: • Relativ lav energitetthet• Har memoryeffekt – må derfor utlades / opplades
fullstendig en gang imellom• Miljømessig meget giftig• Har relativt høy egenutlading – må lades opp dersom
det ikke er brukt på en tid
![Page 27: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/27.jpg)
NiMH-BATTERIET
• Anode: NiO(OH)
Katode: H absorbert i en metallegering
Elektrolytt: KOH(aq)
Energitetthet: 0.08 kWh/kg
![Page 28: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/28.jpg)
• Ved katoden: • +3 +2
• NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red = 0.49 V
• • Ved anoden:• 0 +1
• MH + OH- → M + H2O(l) + e- (oks), E0oks = 0.83 V
• Totalreaksjon:
• 2NiO(OH)(s) + MH → 2Ni(OH)2(s) + M
• E0 = 1.32 V
![Page 29: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/29.jpg)
• Fordeler: • 30-40% høyere kapasitet enn NiCd-batteriet• Mindre ”memoryeffekt” enn NiCd-batteriet• Lite giftig miljømessig
• Ulemper: • Ikke så lang levetid som NiCd-batteriet –
starter å degradere allerede etter 3-400 oppladinger
• Vanskeligere å lade opp – lengre ladetid enn NiCd og må ikke overlades.
• 50 % høyere egenutlading enn NiCd• Krever full utlading for å hindre
krystalldannelse i batteriet
![Page 30: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/30.jpg)
LITIUM-ION-BATTERIET
• Anode: LiCoO2
Katode: C
Elektrolytt: Et litiumsalt, f.eks. LiBH4 eller LiPF6.
Energitetthet: 0.16 kWh/kg
![Page 31: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/31.jpg)
• Opplading:
• Ved anoden: LiCoO2 → xLi+ + xe- + Li(1-x)CoO2 (Co(III) delvis oksidert til Co(IV))
• Ved katoden: xC6 + xLi+ + xe- → xLiC6 (Li(I) redusert til Li(0))
C 6 L iC oO 2
e -e -
![Page 32: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/32.jpg)
• Fordeler: • Høy energitetthet pga høy spenning (> 3.0 V) og lav
vekt på batteriet• Ganske lav selvutlading – under halvparten av
nikkelbatteriene• Ingen memoryeffekt – lite vedlikehold – trenger ikke
å lades ut en gang imellom• Kan gi svært høy strømstyrke til spesielle
instrumenter
• Ulemper: • Må ikke utlades fullstendig!• Mange batterier er ødelagte etter 2-3 år• Bør lagres kjølig med ca. 40 % effekt på batteriet• Kostbart, ca. 40 % dyrere enn NiCd
![Page 33: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/33.jpg)
LITIUM-POLYMER-BATTERIET
• Anode: LiCoO2
Katode: C
Elektrolytt: Fast polymer tilsatt litt gelelektrolytt
Energitetthet: 0,13 – 0,20 kWh/kg
Brukes særlig som små batterier – kredittkort og liknende
![Page 34: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/34.jpg)
BRENSELCELLA
• En brenselcelle har svært høy virkningsgrad
• Lite energi går tapt som varme
• Andre brennstoffer enn hydrogen kan brukes
![Page 35: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/35.jpg)
Motor
++
+
Hydrogengass
Oksygengass
Vann
Elektrolytt
+ Hydrogenion
+
++
+
+
e-
e-
![Page 36: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/36.jpg)
• Ved anoden: 2H2(g) → 4H+(aq) + 4e- (oks), E0oks = 0.00 V
• Ved katoden: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) (red),E0red = 1.23 V
• Totalreaksjon: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l), E0 = 1.23 V
![Page 37: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/37.jpg)
ELEKTROLYSE
• I en elektrolyse tvinger vi strømmen til å gå i motsatt retning i hva den naturlig ville ha gjort.
• Men dette koster mye energi!
• Vi må minst ha en spenning som er større enn det naturlige cellepotensialet for cella.
• Opplading av batterier er egentlig en form for elektrolyse.
![Page 38: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/38.jpg)
• Spenningsrekka forteller oss også hvilke produkter som lages i en elektrolyse.
• Jo lengre opp et stoff står på redform i spenningsrekka, desto vanskeligere er det å oksidere det.
• Jo lengre ned et stoff står på oksform i spenningsrekka, desto vanskeligere er det å redusere det.
• Dette er spesielt viktig når det er vann til stede i elektrolysen.
![Page 39: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/39.jpg)
• Vi vil elektrolysere en løsning av KBr i vann. Hvilke produkter lages?
K+
+
_
Br-
H2O
e-
e-
H2
![Page 40: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/40.jpg)
• Oksform Redform
• 4H+(aq) + 4e- + O2(g) 2H2O(l)
• Br2(aq) + 2e- 2Br-(aq)
• 2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
• K+(aq) + e- K(s)
![Page 41: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/41.jpg)
• Vi får altså Br2 ved anoden og H2 ved katoden.
• Dersom vi elektrolyserer en K2SO4-løsning, har vi følgende muligheter i spenningsrekka:
![Page 42: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/42.jpg)
• Oksform Redform
• 2S2O82- + 2e- 2SO4
2-
• 4H+(aq) + 4e- + O2(g) 2H2O(l)
• 2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
• K+(aq) + e- K(s)
![Page 43: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/43.jpg)
• Produktene blir nå H2 og O2, altså en vannspalting.
• 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
![Page 44: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/44.jpg)
OVERPOTENSIAL
• Hvor høy spenning må vi minst ha for å elektrolysere en ZnSO4-løsning?
• Vi tenker oss en elektrokjemisk celle som består av to elektroder av Zn og Pt dyppet ned i en 1 M ZnSO4-løsning, og beregner et standardpotensial på + 1.99 V.
![Page 45: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/45.jpg)
• 2Zn → 2Zn2+ + 4e- (oks), E0oks = +0,76 V
• O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O (red), E0red = +1.23 V
• Totalreaksjonen er
• 2Zn + O2 + 4H+ → 2Zn2+ + 2H2O , E0 = (0.76 + 1.23) V
• = 1.99 V
• Skal vi få reaksjonen til å gå i motsatt retning ved en elektrolyse, trenger vi altså minst en spenning på 1.99 V som skal overvinne det naturlige cellepotensialet.
![Page 46: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/46.jpg)
• Men det viser seg at dette ikke er nok. Bl.a. det at oksygengass adsorberes på Pt-elektroden, gjør at det lages en ekstra motspenning til elektrolysen på ca. 0.5 V.
• Denne motspenningen kalles overpotensialet, og gjør at halvreaksjonen
• O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O (red), E0red = +1.23 V
• får spenningen +1.73 V istedet.
![Page 47: FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER](https://reader035.fdocuments.net/reader035/viewer/2022062314/5681448c550346895db12617/html5/thumbnails/47.jpg)
• Den vil da komme over halvreaksjonen
• Cl2(aq) + 2e- 2Cl-(aq), E0red = +1.36 V
• Dersom vi nå elektrolyserer en løsning av ZnCl2 i vann, får vi laget klorgass og ikke oksygen ved anoden.