Citronbatteri

Tillhör kategori: elektrokemi, redox, energi, urval reviderat experiment

Författare: Svante Åberg   Medverkande: Bengt Johansson

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Tid för förberedelse: 10 minuter

Tid för genomförande: 40 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Ofarligt

Svårighetsgrad: Kräver viss labvana

Introduktion

Experimentet går ut på att framställa en galvanisk cell (ett batteri). I det här fallet används citroner för att bygga batteriet.

Riktlinjer

Laborationen är lämplig att utföra som grupparbete. Arbeta gärna i grupper om två.

Säkerhet

Laborationen är helt ofarlig ur materialsynpunkt. Försiktighet bör iakttas vid användning av skalpell.

Materielen kan återanvändas förutom citronen som är biologiskt nedbrytbar och därför kan slängas i vanliga soporna.

Materiel

Förarbete

Inget förarbete

Utförande

  1. Mjukgör citronerna genom att rulla dem under visst tryck. Det gör att citronsaften fördelas så att de leder ström bättre.
  2. Skär två djupa snitt i var och en av de 4 citronerna med kniven och sätt ned ett kopparbleck och ett zinkbleck i varje citron. Se till att blecken inte kommer i kontakt med varandra.
  3. Koppla samman de 4 citronerna i en följd med hjälp av labkablarna och krokodilklämmorna. Ordningsföljden är viktig. Se till att kopparblecket på en citron alltid kopplas till zinkblecket på nästa.
  4. Koppla nu det lediga kopparblecket i en änden på citronbatteriet till en lysdiod. Observera att kopparblecken är pluspol och ska kopplas till rätt ben på lysdioden. Om du är osäker vilket ben på lysdioden som är plus-sida så kan du använda diodtest på ett universalinstrument för att ta reda på det.
  5. Koppla det lediga zinkblecket i andra änden av citronbatteriet till det andra benet på lysdioden. Kretsen är nu sluten och lysdioden bör lysa.
  6. Du kan nu komplettera mätningen genom att använda universalinstrumentet för att se hur hög spänning de är mellan ändarna på citronbatteriet. Normalt är den cirka 1 volt per citron, dvs. 4 volt totalt.
Uppkopplingen av citronbatteriet
Bild: © Svante Åberg

Variation

Även andra frukter kan fungera, men citroner är bra eftersom de innehåller mycket vatten och är sura, vilket gör att de leder ström bra.

Förklaring

När ett metallbleck kommer i kontakt med en vattenlösning uppstår en elektrokemisk jämvikt där elektroner ingår. Beroende på jämviktens läge är tendensen att avge eller ta emot elektroner olika. Zink är villigare att avge elektroner än koppar och blir därför minuspol och koppar blir pluspol.

Citronen innehåller mycket vatten och dessutom lösta ämnen som kan delta i den elektrokemiska reaktionen. Genom att vattnet i citronerna leder ström får man en sluten strömkrets när ledningarna kopplas till lysdioden.

När flera citroner kopplas i serie adderas spänningarna så att den blir tillräckligt hög för att dioden ska lysa.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

Flera citroner ger högre spänning eller strömstyrka

Seriekoppling ökar spänningen

Varje citron med zinkbleck och kopparbleck ger en spänning på någon volt. Det kanske inte räcker för att en diod ska lysa. Men om man kopplar samman flera citroner efter varandra, så adderas spänningarna. Det kallas seriekoppling när batterier läggs efter varandra. I många apparater använder man flera batterier föra att höja spänningen. Då är det alltid så att batterierna ska ligga med plus mot minus efter varandra. Vänder man på det ena batteriet så att t.ex. plus ligger mot plus, så motverkar den spänningen från det andra batteriet.


Parallellkoppling ökar strömstyrkan

Om spänningen räcker, men däremot strömstyrkan är för liten, så kan man i stället parallellkoppla. Då lägger man citronerna sida vid sida.


Elektrokemiska reaktioner ger ström

Elektrisk energi har hög kvalitet

Kemisk energi finns bunden i ämnen som kan reagera kemiskt med varandra. Energin kan utvinnas antingen via en redoxreaktion som ger elektrisk ström i ett batteri eller via förbränning som ger värme. Elektrisk energi har högre kvalitet än värme eftersom det kan användas till så mycket, både att driva motorer, elektronisk utrustning och för att skapa värme. Dessutom kan elektrisk energi transporteras i ledningar eller lagras i bärbara batterier. Värmeenergi däremot är svår att använda till något annat än just värme. Nackdelen med förbränning är också att den ger luftföroreningar, som kväveoxider, oförbrända kolväten och sotpartiklar.

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Ordet redoxreaktion sammanfattar reduktion och oxidation. Dessa två delreaktioner måste alltid ske samtidigt. Reduktion innebär att ett ämne tar upp elektroner och oxidation att det avger elektroner. Upptagandet och avgivandet av elektroner kan vara fullständigt eller partiellt.

När t.ex. zink reagerar enligt formeln Zn(s) → Zn2+ + 2e-, så avges elektronerna fullständigt så att man får en jon. Samtidigt sker en reduktion någonstans där de avgivna elektronerna från zinken förbrukas. Det kan t.ex. vara syre löst i vattnet som kopparblecket är i kontakt med som reagerar enligt formeln O2 + 2 H2O + 4 e- → 4 OH-.

När kol förbränns i luft så oxideras kolet, men elektronerna hoppar inte över helt till syret, utan förskjuts bara så att elektronparbindningen mellan kolet och syret blir polär.

Vid elektrokemiska reaktioner så är det möjligt att låta reduktionen och oxidationen ske på olika ställen, men då krävs att laddningar kan transporteras mellan platserna. Det är nämligen inte möjligt att samla stora mängder negativa laddningar på ett ställe och positiva på ett annat. De negativa joner som bildas vid katoden och de positiva som bildas vid anoden måste kunna vandra genom den elektriskt ledande lösningen (elektrolyten). Dessutom måste elektronerna som tas upp respektive avges vid metallblecken ledas via en elektrisk ledning för att få en sluten strömkrets. Detta är nödvändigt för laddningarna ska kunna utjämnas.

Reaktionerna i citronbatteriet

I princip är citronbatteriet ett galvaniskt element innehållande två halvceller med gemensam elektrolytlösning.
Bild: © Svante Åberg

Ett citronbatteri med zink och koppar fungerar som ett galvaniskt element med två halvceller som har en gemensam elektrolyt. Den ena halvcellen är zink/citronsaft den andra är koppar/citronsaft.

I kontakten mellan en metall och en lösning så uppstår ett potentialsprång, dvs. det skiljer i energinivån hos metallen och lösningen. Men eftersom potentialsprånget är olika beroende på vilken metall det är, så får man en potentialskillnad mellan metallerna. Potentialhoppen hör samman med redoxjämvikter vid respektive elektrod. Zinken oxideras (avger elektroner) till zinkjoner och går i lösning. Om en ledning kopplas mellan koppar- och zinkblecken så kommer de elektroner som avges av zinken att vandra genom ledningen till kopparblecket. Eftersom kopparen har en högre potential än zinken, så blir kopparen positiv pol och zinken negativ pol. Vid kopparblecket sker reduktion (elektroner tas upp). Kopparen kan inte själv reduceras, eftersom den redan är i reducerad form. Därför leds elektronerna vidare genom kopparen till något i lösningen som reduceras.

Oxidationen, den reaktion där ett ämne avger elektroner, sker vid anoden. I citronbatteriet är zinkblecket anod och vi får reaktionen Zn(s) → Zn2+ + 2e-. Zinkatomerna går i lösning som zinkjoner, men lämnar kvar sina elektroner i metallblecket. Överskottet av elektroner i metallblecket leds sedan bort via den elektriska ledningen i den yttre delen av strömkretsen.

Reduktionen, den reaktion där ett ämne tar upp elektroner, sker vid katoden. Det är inte lätt att veta vad som reduceras i citronbatteriet eftersom det finns så många ämnen i lösningen. En kandidat är dock reaktionen 2 H+ + 2 e- → H2(g) eftersom citronsyran i saften gör att det finns gott om vätejoner. Elektronerna kommer från den elektriska ledningen i den yttre delen av strömkretsen till kopparblecket där de möter vätejonerna i vattenlösningen. Elektronerna hoppar över till vätejonerna och bildar vätgas.

Slutligen sker alltså jonvandring i elektrolyten så att zinkjoner och vätejoner vandrar från zinken mot kopparen och negativa joner i lösningen, t.ex. citrat, åt motsatt håll.

Fördjupning

Redoxreaktion

Redoxreaktioner kan delas upp i delreaktionerna oxidation och reduktion.

Oxidation

Med oxidation menar man reaktioner där elektroner avges. Vid en oxidationsreaktion avges energi i de flesta fallen. Flera metaller kan reagera vid rumstemperatur med luftens syre till oxider. Exempel på detta är järn som oxideras av luftens syre och bildar då rost. Oxidationssteget är
Fe → Fe2+ + 2 e

Reduktion

Motsatsen till oxidation är reduktion. Reduktion innebär att elektroner tas upp. Exempel på en reduktion är när syreatomerna tar upp de elektroner som järnet avger när det rostar. Syreatomerna bildar negativa joner. Man säger då att syret har reducerats

O + 2e → O2–

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Elektroner kan inte förkomma fria, de kan bara överföras från ett ämne till ett annat. När en reduktion sker, sker samtidigt en oxidation eftersom lika stort antal elektroner avges och tas upp. Vi kallar detta redoxreaktion. I exemplet med oxidation av järn och reduktion av syre balanseras de två delreaktionerna så att lika måna elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe2+ + O2–

Om vi tar hänsyn till att syrgas förekommer som molekyler och att järnjonerna och syrejonerna bildar föreningen FeO och dessutom anger aggregationsformen, så kan vi snygga till reaktionsformeln för totalreaktionen till

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

Elektrokemisk redoxreaktion

Redoxreaktioner via direktkontakt eller förmedlade av elektroder

I en vanlig redoxreaktion så hoppar elektronerna över direkt från det ena ämnet till det andra. Det kan bara ske i det ögonblick molekylerna eller atomerna kolliderar med varandra. Det innebär att oxidation och reduktion sker på samma plats.

Men genom att använda sig av elektriska ledare kan vi få elektronerna att ta en omväg så att den elektron som avgivits av en partikel levereras på en annan plats. Denna typ av konstruktion möjliggör elektrokemiska redoxreaktioner.

Elektrokemisk reaktion möjliggör separation av oxidation och reduktion

Elektrokemiska reaktioner bygger på en konstruktion med elektroder och en jonlösning (elektrolyt). Dessutom finns en yttre krets med en elektrisk ledare. I elektriska batterier eller i uppställningar för elektrolys är denna uppbyggnad lätt att se. Men samma princip gäller vid bland annat elektrokemisk korrosion där en punkt på t.ex. järn rostar (anoden) och en annan punkt reagerar med luftens syre (katod). Däremellan fungerar järnet som elektrisk ledare.

I den elektrokemiska redoxreaktionen sker elektronöverföringen via en elektrisk ledare så att avgivande och upptagande av elektroner sker på olika platser. Uppställningen för den elektrokemiska reaktionen innehåller elektroder. Anoden är den elektrod som tar upp elektroner från ämnet som är i kontakt med elektroden, dvs. ämnet oxideras vid anoden. Katoden är den elektrod som levererar elektroner till ämnet vid elektroden, dvs. det ämne som reduceras.

Ibland kan elektroden själv delta i redoxreaktionen. Så är ofta fallet om en metallelektrod används som anod. Anodmaterialet oxideras då till metalljoner som går i lösning. Exempel är en kopparanod:

Anodreaktion: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e

mer material på avancerad nivå kommer

Elektrokemisk cell

Oxidation och reduktion sker samtidigt så att lika många elektroner avges och tas upp. Elektroner kan nämligen inge anhopas någonstans.

Elektrokemisk cell
Laddningstransporten i en elektrokemisk cell
Bild: © Svante Åberg

I elektrokemiska celler sker oxidationen och reduktionen i varsin halvcell. En halvcell består av en elektrod av ett fast material som är i kontakt med en lösning, oftast vattenlösning. Elektronöverföringen sker mellan elektroden och lösningen. Tillsammans bildar de två halvcellerna den elektrokemiska cellen där reduktionen sker vid katoden i den ena halvcellen och oxidationen vid anoden i den andra halvcellen.

Dessutom behövs en elektrisk ledare för transport av elektroner mellan elektroderna och en saltbrygga för jonledning mellan lösningarna. Det ger en sluten strömkrets.

För att det hela ska fungera måste elektroner som tas upp i anoden transporteras till katoden där elektroner avges. Elektroner kan nämligen inte anhopas på ett ställe. De kan inte skvalpa omkring fritt i metallen, utan binder alltid till varsin atom. Det är alltså ett fixt antal platser där elektroner kan hålla till.

Elektrontransporten måste å andra sidan kompenseras av att joner transporteras på ett sådant sätt att laddningarna utjämnas. Negativa joner vandrar mot anoden och kallas därför anjoner. Positiva joner vandrar mot katoden och kallas katjoner. Saltbryggan mellan halvcellerna möjliggör denna jonvandring.

mer om elektrokemiska celler på avancerad nivå kommer

Galvaniskt element

Ett galvaniskt element är en elektrokemisk cell där den inre kemiska energin utgör drivkraften för den reaktion som ger upphov till en elektrisk ström. Polspänningen bestäms av vilka material elektroderna består av. Även koncentrationen hos de lösta ämnena som deltar i reaktionerna inverkar på spänningen. Med två halvceller i respektive halvcell

Galvaniskt element
Ett galvaniskt element fungerar som ett batteri.
Energin kommer från de kemiska ämnen som elementet innehåller.
Bild: © Svante Åberg

För att det ska flyta en ström måste en elektrisk ledare kopplas mellan polerna. Tillsammans med saltbryggan blir det då en sluten strömkrets.

Galvaniska element fungerar som batterier

När strömmen flyter utvecklas energi i form av värme i ledningen. Man kan dra nytta av energin genom att t.ex. koppla in en lampa. Den effekt som utvecklas är produkten av ström gånger spänning.

För att få hög effekt bör man välja elektrodmaterial som ger hög polspänning. Dessutom bör elektroderna ha stor area så att strömstyrkan kan bli hög.

Exempel på ett galvaniskt element

Ett galvaniskt element med Zn/Zn2+ och Cu/Cu2+
Bild: © Svante Åberg

Hela uppställningen med anod, katod och elektrolyt kallas för ett galvaniskt element och är ett batteri där kemisk energi kan utvinnas som elektrisk energi. I ett galvaniskt element är den inneboende kemiska energin som kan utvinnas vid reaktionen som är drivkraften.

Galvaniska elementets utformning

Det finns ett flertal olika modeller för att bygga en galvanisk cell för labb och demo. Den galvaniska cellen i vidstående figur består av ett U-rör som är delat av en porös glasfilterskiva. Vänster skänkel innehåller en zinkstav nedsänkt i zinksulfatlösning. Den högra innehåller en kopparstav i kopparsulfatlösning. De båda metallstavarna är elektroder. Lösningarna hindras från att blandas med varandra genom den porösa skivan i cellen. Däremot kan jonvandring ske genom mellanväggen.

Reaktionerna

Om man kopplar in en amperemeter mellan elektroderna kommer man att kunna se att det flyter en ström i ytterledningen när kretsen sluts. Strömmen går från kopparstaven till zinkstaven, d.v.s. elektroner rör sig i den motsatta riktningen, från zinkstaven mot kopparstaven. Zinkstaven bör alltså vara negativ i förhållande till kopparstaven. Elektroner frigörs således när zinkatomer i elektroden oxideras till zinkjoner, vilka går ut i lösningen. Vid kopparelektroden tar kopparjoner upp elektroner och reduceras till kopparatomer sam faller ut på kopparelektroden.

Reaktion vid zinkelektroden: Zn(s) → Zn2+ + 2e-

Reaktion vid kopparelektroden: Cu2+ + 2e- → Cu(s)

Den totala reaktionen i cellen blir då följande: Zn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s)

Reaktionen blir egentligen exakt densamma som om man skulle hälla zinkpulver i en kopparsulfatlösning, men här får man istället ut elektrisk energi.

Jonvandring i elektrolyten

När zink/koppar-cellen ger ström och urladdas ökar hela tiden koncentrationen av zinkjoner i U-rörets vänstra skänkel. Samtidigt minskar koncentrationen av kopparjoner i den högra skänkeln. Denna laddningsdifferens kompenseras av att negativt laddade joner vandrar mot minuspolen och positivt laddade joner mot pluspolen. Resultatet är alltså en mer koncentrerad zinksulfatlösning till vänster och en mer utspädd kopparsulfatlösning till höger.

Potentialer i galvaniskt element

Potentialnivåer i det galvaniska elementets olika delar

Vi ska ta ett exempel på galvaniskt element med kopparelektrod i kopparsulfatlösning och zinkelektrod i zinksulfatlösning. Elementet innehåller två halvceller som är förenade med en saltbrygga. Den ena halvcellen utgörs av jämvikten
Cu2+ + 2 e- ⇌ Cu(s), den andra av
Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn(s)

Ett galvaniskt element innehållande två halvceller förenade med en saltbrygga.
Bild: © Svante Åberg

Den elektriska potentialen är konstant inom en fas om potentialskillnader kan utjämnas genom att laddningar förflyttar sig. I en metall är det elektroner som vandrar, i en vattenlösning vandrar joner så att potentialskillnader utjämnas.

Men i fasgränsen mellan två faser sker ett potentialsprång. Storleken och tecknet (+ eller -) beror på energin som avges eller tas upp när en laddning hoppar över från ena fasen till den andra. I det galvaniska elementet uppstår ett potentialsprång mellan den fasta elektroden och elektrolyten (lösningen som innehåller joner). Potentialnivåerna visas i bilden med en svart linje där höjden symboliserar potentialen.

Man kan tänka sig att det skulle gå att mäta potentialskillnaden mellan elektroden som lösningen som den är nedsänkt i genom att använda en voltmeter. Det går tyvärr inte. Problemet är att så snart man stoppar ned voltmeterns elektrod i lösningen så uppstår en ny fasgräns mellan elektrolyten och mätpinnen som är kopplad till voltmetern. Potentialsprånget i denna nya fasgräns är okänd, så man vet inte hur många volt man ska kompensera för när man vill beräkna det potentialsprång man vill undersöka. Nivån på den svarta linjen i elektrolyten är därför symbolisk och ligger sannolikt på en annan nivå.

Trots att potentialen hos själva elektrolyten inte kan mätas så kan man mäta potentialskillnaden mellan de två polerna i det galvaniska elementet. Denna potentialskillnad kallas för cellspänning eller polspänning.

Elektrodpotentialer och cellspänning

För att kunna upprätta en tabell över halvcellernas potentialer har man valt att låta en bestämd typ av halvcell vara nollpunkt, nämligen den normala vätgaselektroden. Den bygger på jämvikten mellan vätejoner och vätgas. Eftersom väte är en gas, så måste man ordna en fast elektrod på annat sätt. Man använder ett platinableck som vätgasen vid 1 atmosfärs tryck får bubbla kring och alltsammans sker i en elektrolyt med 1 mol/dm3 H+. Jämvikten för normalvätgaselektroden blir
2 H+ + 2 e- ⇄ H2(g, 1 atm)

Tabellen anger normalpotentialer, dvs. vilken polspänning halvcellen har i förhållande till en normalvätgaselektrod. I tabellen skrivs alla reaktioner som reduktioner, även om reaktionerna kan gå åt motsatt håll. De angivna potentialerna gäller för 1-molariga lösningar av det ämnet som reduceras.

Normalpotentialer (Spänningsserien)
halvcellens reaktion normalpotential
Au+(aq) + e- ⇄ Au(s) +1,69 V
Ag+(aq) + e- ⇄ Ag(s) +0,80 V
Cu2+(aq) + 2 e- ⇄ Cu(s) +0,34 V
Fe2+(aq)+ 2 e- ⇄ Fe(s) -0,44 V
Al3+(aq) + 3 e- ⇄ Al(s) -1,68 V
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- ⇄ 2H2O(l) +1,23 V
Fe3+(aq) + e- ⇄ Fe2+(aq) +0,77 V
2 H+(aq) + 2 e- ⇄ H2(g) 0 V
Zn2+(aq) + 2 e- D Zn(s) -0,76 V
Al3+(aq) + 3 e- ⇄ Al(s) -1,66 V
Mg2+(aq) + 2 e- ⇄ Al(s) -2,36 V
Na+(aq) + e- ⇄ Na(s) -2,71 V

Användning av normalpotentialtabellen

Då man vill beräkna vilken spänning en galvanisk cell förväntas ge så använder man sig av en normalpotentialtabell. I tabellen kan man läsa av vad olika materialval hos elektroderna förväntas ge för spänning. Man kan även se vilken av elektroderna som blir plus respektive minuspol i den aktuella kombinationen. Potentialen sträcker sig från negativa värden till positiva.

Exempelvis jämvikten kopparjoner/koppar har normalpotentialen 0,34 V och jämvikten zinkjoner/zink har normalpotentialen -1,76 V. Koppar är alltså den mer positiva av de två och skillnaden (0,34 V) - (-0,76 V) = 1,10 V blir den spänning som det galvaniska elementet har mellan polerna.

Reaktionsriktningen

Låg redoxpotential för jämvikten i halvcellen innebär att halvcellen tenderar att bli minuspol i ett galvaniskt element. Minuspolen är den elektrod som levererar elektroner till yttre strömkretsen. Elektronerna kommer från oxidationen som sker på elektrodytan i kontakten med elektrolyten. I exemplet som nämns ovan är det zinken i zinkelektroden som oxideras och avger elektroner.

Hög redoxpotential för jämvikten i halvcellen innebär att halvcellen tenderar att bli pluspol i ett galvaniskt element. Pluspolen är den elektrod som tar emot elektroner från den yttre strömkretsen och leder dessa vidare till den reduktion som sker på elektrodytan i elektrolyten. I exemplet ovan är det kopparjoner i elektrolyten som tar emot elektroner och reduceras till kopparmetall.

Sammanfattningsvis gäller att i halvcellen med den högre normalpotentialen sker en reduktion (katod) och i halvcellen med den lägre normalpotentialen sker en oxidation (anod).

Ett vardagsexempel

Allmänt gäller för metallerna i serien att ju högre normalpotential jämvikten har, desto ädlare är metallen. I vardagen så utnyttjas detta bland annat på utombordsmotorer. På motorn på den del som ligger under vattnet så sitter det så kallade ”offeranoder”. Dessa består då av en metall som är mindre ädel än den som själva motorn är tillverkad av. Dessa kommer då att förbrukas på grund av galvaniska strömmar och därför måste dessa bytas med jämna mellanrum. Offeranoden korroderar först, eftersom den är oädel. Så länge som det finns kvar offeranodmaterial kommer motorn att vara skyddad från korrosion.

Cellschema

För att slippa avbilda de praktiska arrangemangen när man beskriver en cell tecknar man den ofta i form av ett cellschema i stället:

- Zn(s) | Zn2+(1,0 ml/dm3) || Cu2+(1,0 ml/dm3) | Cu(s) +

Ett enkelt streck betyder gränsen mellan två faser, i detta fall mellan fast ämne och lösning. Två streck betyder i detta fall, den porösa skivan mellan de båda olika lösningarna. Inom parentes anges jonkoncentrationen. Normalt tecknas cellschemat med pluspolen till höger.

Normalpotential och koncentrationens inverkan

Spänningsserien ger ungefärliga värden

Spänningen i ett galvaniskt element kan beräknas med hjälp av en tabell över normalpotentialerna i spänningsserien. Normalpotentialen anger halvcellens spänning i förhållande till en normalvätgaselektrod som utgör nollpunkten i spänningsserien. Till exempel har en halvcell bestående av kopparelektrod Cu(s) och kopparjonlösning Cu2+(aq) spänningen 0.337 V i förhållande till vätgaselektroden.

På motsvarande sätt har en halvcell bestående av zinkelektrod och Zn(s)zinkjonlösning Zn2+(aq) spänningen -0,763 V i förhållande till vätgaselektroden. Det innebär att ett galvaniskt element där dessa två halvceller är sammankopplade med en saltbrygga får en spänning som är skillnaden E0Zn2+/Zn - E0Cu2+/Cu = -0,763 V - 0,337 V = -1.401 V. Minustecknet anger att zinkelektroden är negativ i förhållande till kopparelektroden.

Beräkningen gäller för standardceller där koncentrationen är 1 mol/dm3 för metalljonerna.

Men i verkliga galvaniska element är oftast koncentrationen av metalljonen inte 1 mol/dm3, utan något annat. Detta påverkar den potential som kan uppmätas. Högre koncentration av Mez+ tenderar att förskjuta potentialen i positiv riktning. På motsvarande sätt ger lägre koncentration av Mez+ en lägre potential.

I praktiken brukar det stämma ganska bra om man bara räknar på normalpotentialerna. Det är bara i galvaniska element där koncentrationen av metalljoner blir nästan noll som spänningen brukar dra iväg och avvika mycket.

Bestämning av normalpotentialen

Vi antar att vi har en halvcell bestående av metallen Me i jämvikt med metalljonen Mez+ (1 mol/dm3) med, dvs. cellschemat
Me(s) | Mez+ (1 mol/dm3)

Det vertikala strecket symboliserar fasgränsen mellan den fasta elektroden och den vätskeformiga lösningen.

Dessutom har vi en normalvätgaselektrod. En sådan består av ett platinableck neddoppat i en 1 mol/dm3 lösning med vätejoner genom vilken man bubblar vätgas med trycket 1 atmosfär. Cellschemat för den är
Pt(s) | H+(aq) (1 mol/dm3) | H2(g) (1 atm)

Här finns två fasgränser, dels kontaktytan mellan platinablecket och lösningen med vätejoner, dels kontaktytan mellan lösningen av vätejoner och vätgasbubblorna.

Den aktuella halvcellen kopplas sedan samman med normalvätgaselektroden med hjälp en saltbrygga. Att två lösningar skiljs åt så att de inte blandas symboliseras med två vertikala streck. Det galvaniska elementet som bildas av de två halvcellerna får då cellschemat
Pt(s) | H+(aq) (1 mol/dm3) | H2(g) (1 atm) || Mez+ (1 mol/dm3) | Me(s)

Nu kan man mäta upp en spänning mellan metallelektroden Me(s) och vätgaselektrodens platinableck Pt(s). Eftersom alla koncentrationer av joner är 1 mol/dm3 och vätgasens tryck är 1 atmosfär, så är spänningen man mäter upp den så kallade normalpotentialen (standardpotentialen) för jämvikten Me ⇄ Mez+ + z e-.

Koncentrationsberoendet

Hur koncentrationen inverkar på potentialen beskrivs av Nernst ekvation som lyder
E = E0 + (0.05916 V/z)·log10(aox/ared)

E0 anger normalpotentialen.

Bokstaven a står för det kemiska begreppet "aktivitet". För utspädda lösningar är aktiviteten lika med koncentrationen. För koncentrerade lösningen finns små avvikelser. För fasta ämnen definieras aktiviteten identiskt lika med 1.

Bokstaven z anger antalet laddningar i metalljonen.

Exempel 1

Halvcellen Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) kopplas upp mot normalvätgaselektroden.

E0 hämtas från tabellen över normalpotentialer som anger:
E0 = 0,337 V för jämvikten Cu2+(aq) + 2 e- ⇄ Cu(s)

Laddningen z = 2 i redoxjämvikten

Nernst ekvation ger
ECu-halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,08874 V ≈ 0,248 V

Detta är alltså halvcellens potential. Spänningen i det galvaniska elementet är skillnaden mellan halvcellens potential och normalvätgaselektrodens potential. Men eftersom normalvätgaselektroden enligt definition har potentialen exakt 0 V, så är också cellspänningen 0,28 V. Koppar-elektroden är positiv i förhållande till normalvätgaselektroden.

Exempel 2

Halvcellen Zn(s) | Zn2+ (0,10 mol/dm3) kopplas upp mot normalvätgaselektroden.

E0 = -0,763 V för jämvikten Zn2+(aq) + 2 e- ⇄ Zn(s)

EZn-halvcell = E0Zn2+/Zn + (0,05916 V/z)·log10(aZn2+/aZn(s)) = -0,763 V + (0,05916 V/2)·log10(0,10/1) = 0,763 V - 0,02958 V ≈ -0,793 V

Detta är halvcellens potential. Men eftersom den är uppkopplad mot normalvätgaselektroden som har potentialen 0 V så blir även det galvaniska elementets spänning -0,793 V. Zink-elektroden är negativ i förhållande till normalvätgaselektroden.

Exempel 3

Vi har det galvaniska elementet
Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) || Zn2+ (0,10 mol/dm3) | Zn(s)

Man kan använda beräkningarna ovan för respektive halvcell för att beräkna det galvaniska elementets spänning. Det blir
E = EZn-halvcell - ECu-halvcell = [E0Zn2+/Zn + (0,05916 V/z)·log10(aZn2+/aZn(s))] - [E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+/aCu(s))] = … = -0,793 V - 0,248 V = -1,041 V

Exempel 4

Vi har det galvaniska elementet
Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) || Cu2+ (0,10 mol/dm3) | Cu(s)

Båda halvcellerna är likadana. Det enda som skiljer är koncentrationen av kopparjonlösningen i respektive halvcell. Ett galvaniskt element som detta kallas för koncentrationselement.

Beräkningen sker på samma sätt som tidigare för respektive halvcell.

Evänster halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+(0,0010 mol/dm3)/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,08874 V ≈ 0,248 V

Ehöger halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+(0,10 mol/dm3)/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,02958 V ≈ 0,307 V

E = Ehöger halvcell - Evänster halvcell = 0,307 V - 0,248 V = 0,059 V

Höger elektrod, som omges av högre koncentration av kopparjoner, är positiv i förhållande till vänster elektrod.

Det går att förenkla formlerna ovan eftersom cellerna är lika förutom koncentrationen. Spänningen för ett koncentrationselement fås därför med formeln
E = (0,05916 V/z)·log10(aCu2+, höger/aCu2+, vänster) = (0,05916 V/2)·log10(0,10/0,0010) = 0,2958 V·2 ≈ 0,059 V

Jämvikt

Jämvikt bygger på att en reaktion sker i framriktningen och tillbakariktningen samtidigt och att reaktionshastigheterna är lika stora. Det innebär att det totalt sett inte sker någon förändring, trots att reaktionerna hela tiden pågår. Man säger att jämvikten är dynamisk därför att det är en pågående process.

Med reaktionsformel så ser jämvikten mellan ämne A och ämne B ut på följande sätt:

A ⇄ B

En liknelse för att förklara jämvikten

Föreställ dig att en hink med vatten står under kranen som är öppen. Men det finns ett hål i hinkens botten där vatten rinner ut. De reaktioner vi tittar på är tillförsel av vatten till hinken (framriktningen) och bortförsel av vatten från hinken (tillbakariktningen).

Vatten utanför hinken motsvarar A i jämvikten ovan, och vatten inuti hinken motsvarar B. Vi kan då skriva jämvikten med ord på följande sätt:

vatten utanför hinken (A) ⇄ vatten inuti hinken (B)

Vi öppnar kranen

Innan vi öppnar kranen, så är hinken tom, men så snart vi öppnar kranen börjar hinken fyllas med vatten. I början är vattennivån låg och det rinner inte ut vatten genom hålet lika snabbt som vatten fylls på från kranen. Det innebär att vattennivån i hinken ökar. Jämvikten har inte ännu ställt in sig.


Vid det högre vattenflödet från kranen till hinken (höger bild), så stabiliseras vattenytan på en högre nivå.
Bild: Svante Åberg

Men ju högre vattennivån blir, desto snabbare rinner vatten ut genom hålet. Till slut rinner vatten ut lika snabbt som det fylls på.

Detta tillstånd får man vid en bestämd vattennivå i hinken som svarar mot ett visst tryck hos vattnet. Denna nivå är jämviktsnivån.

Trots att vi har pågående reaktion i framriktningen (A → B) och samtidigt i tillbakariktningen (A ← B), så är vattennivån stabil. Detta stabila tillstånd, trots pågående reaktioner, kallas dynamisk jämvikt.

Vi ändrar flödet

Om vi sedan skulle ändra kranen så att det tillförs vatten snabbare eller långsammare, så skulle vattennivån i hinken börja förändras igen. Så småningom skulle en ny jämvikt ställa in sig på en annan vattennivå.

Ett högt flöde från kranen ger en hög jämviktsnivå i hinken, ett lågt flöde ger en låg jämviktsnivå.

Exempel på jämvikter

Esterjämvikten

Man kan tillverka väldoftande luktämnen genom att låta alkohol och syra reagera med varandra så att ester och vatten bildas.

alkohol + syra → ester + vatten

Från början finns ingen ester och inget vatten, bara alkohol och syra. Reaktionen sker därför bara åt höger. Men när det väl har bildats en del ester och vatten, så börjar det ske en reaktion åt andra hållet så att alkohol och syra återbildas. Men tillbakareaktionen är långsam i början eftersom det finns så lite ester och vatten som kan reagera.

alkohol + syra ← ester + vatten (långsam i början)

Med tiden bildas det alltmera ester och vatten, vilket gör att tillbakareaktionen blir snabbare. Samtidigt minskar mängden alkohol och vatten, vilket gör att framåtreaktionen blir långsammare. Till slut är tillbakareaktionen lika snabb som framåtreaktionen. Då har dynamisk jämvikt ställt in sig.

alkohol + syra ⇄ ester + vatten

Löslighetsjämvikt

Salter är lösliga i vatten, men bara upp till en viss gräns. När saltlösningen blivit mättad, så är systemet i jämvikt. Exempel på ett salt är natriumklorid, det vill säga vanligt koksalt.

NaCl(s) ⇄ Na+ + Cl

En sak som är speciell i detta fall är att koncentrationen av salt i fast form är konstant, oberoende av hur mycket fast salt vi har. Det innebär att reaktionen i framriktningen alltid är lika snabb.

Däremot varierar koncentrationen av natriumjoner och kloridjoner. I början finns inga natrium- och kloridjoner i lösning. Då sker bara reaktionen i framriktningen.

Men ju mer natrium- och kloridjoner som går i lösning, desto snabbare blir tillbakareaktionen. Till slut faller koksalt ut lika snabbt som det går i lösning. Då har vi fått dynamisk jämvikt.

Jämviktsläget

Massverkans lag

Massverkans lag anger att när ämnen reagerar med varandra, så är reaktionshastigheten proportionell mot koncentrationen av de partiklar som reagerar. Det är en statistisk effekt som kommer av att en kemisk reaktion bara kommer till stånd om de reagerande partiklarna kolliderar. Om koncentrationen av partiklar är hög, så blir det många kollisioner per sekund. Då är det också fler partiklar som reagerar varje sekund – reaktionshastigheten blir hög.

I en jämvikt sker reaktion både i framriktningen (åt höger) och i tillbakariktningen (åt vänster). Jämviktsläget beror på reaktionshastigheten åt höger i jämförelse med den åt vänster. Jämvikt fås när hastigheten åt höger och åt vänster är lika. Det betyder att lika mycket bildas som det som förbrukas. Nettoförändringen blir noll.

Man har så kallad dynamisk jämvikt. Ordet dynamisk anger att reaktionerna hela tiden pågår. Men i och med att inga nettoförändringar sker, så har man jämvikt.

Sannolikheten för kemisk reaktion vid en kollision

Det är emellertid inte varje kollision som leder till kemisk reaktion. Kemisk reaktion innebär att bindningar bryts i den gamla partikeln och nya skapas som ger ett nytt ämne. Men oftast studsar partiklarna bort från varandra utan att reagera. Om partiklarna inte är rätt orienterade i förhållande till varandra vid kollisionen, så sker ingen kemisk reaktion.

Aktiveringsenergin måste övervinnas för att reaktion ska ske

Inte heller sker någon reaktion om kollisionsenergin är för liten. Rörelseenergin i kollisionen måste övervinna den energitröskel det innebär att bryta de gamla bindningarna. Inte förrän dessa är brutna kan nya bildas. Denna energitröskel benämns aktiveringsenergi.

När energinivåerna skiljer, så påverkar det jämviktsläget

Om ämnena på ena sidan i reaktionsformeln är energirikare än ämnena på andra sidan, så är energitröskeln olika stor för reaktionen åt höger respektive åt vänster. (Figur som visar ett sådant exempel ska infogas här.)

När framåt- och bakåtreaktionen sker olika lätt, så påverkar det jämviktsläget. Om till exempel framåtreaktionen är kraftigt exoterm, så är energitröskeln i framriktningen låg och en stor andel av kollisionerna leder till reaktion. Men då blir samtidigt energitröskeln för reaktion i bakåtriktningen hög. Det krävs en hög koncentration av partiklar i högerledet av jämviktsreaktionen för att reaktionshastigheten åt vänster ska bli lika hög som den åt höger. En starkt exoterm jämvikt brukar därför vara starkt förskjuten åt höger.

Jämviktskonstanten är ett mått på jämviktsläget

För att få ett mått på jämviktslägen behöver man få en siffra på hur den aktuella kemiska reaktionen ställer in sig. Värdet hos jämviktskonstanten K återspeglar jämviktsläget. Ju större konstanten är, desto mer förskjuten åt höger är jämvikten. Exempel på en jämvikt som är väldigt starkt förskjuten åt höger är reaktionen mellan vätgas och syrgas då vatten bildas:

2 H2 + O2 ⇄ 2 H2O, K = 3,2·1081 M–1

En jämviktskonstant som är nära noll tyder på en jämvikts som är starkt förskjuten åt vänster. Exempel på en jämvikt som är starkt förskjuten åt vänster är vattnets autoprotolys:

2 H2O ⇄ H+ + OH, K = 1,0·10–14 M2 (lösningsmedlet vatten enhetslöst)

Exempel på en jämvikt som inte är så starkt förskjuten åt någotdera hållet är esterjämvikten:

alkohol + syra ⇄ ester + vatten, K ≈ 4

Alessandro Volta

Italienaren Alessandro Volta (175-1827) utnyttjade zink/kopparcellen som spänningskälla genom att seriekoppla flera sådana. Denna kallas efter honom Voltas stapel. Han använde sig inte av bägare med lösningar. Istället staplade han blecken på varandra, varvade med trasor, indränkta med utspädd svavelsyra eller natriumkloridlösning. Detta var de första användbara cellerna.

Voltas stapel fick mycket stor betydelse för utvecklingen av framför allt elektrokemin. Bland annat använde Berzelius Voltas stapel vid sina undersökningar av salter och Davy kunde framställa natrium och kalium ur hydroxiderna i smält form.

Batterier

Engångsbatterier

Det vi i dagligt tal kallar batterier är små energipaket som kan leverera elektrisk ström. Energin kommer från kemiska ämnen som kan reagera genom att avge och ta upp elektroner. Det handlar alltså om en elektrokemisk reaktion. Den kemiska energi förbrukas vid reaktionen. När reaktanterna är slut, dvs. ämnena som reagerar, så är också energin förbrukad.

Ackumulatorer

En typ av batterier som går att ladda upp igen kallas ackumulatorer, men oftast säger vi bara laddningsbara batterier. Vid uppladdningen tvingar man den elektrokemiska reaktionen att gå åt motsatt håll så att de energirika ämnena återskapas. Sedan kan batteriet användas på nytt.

Vid varje urladdning och uppladdning försämras batteriet något eftersom det blir sidoreaktioner som inte går att återställa. Därför har de laddningsbara batterierna en begränsad livslängd. Genom att inte ladda upp batteriet till 100 % undviker man en del av dessa skadliga sidoreaktioner.

Utformning av batterier

Stavbatterier är vanliga cylindriskt formade batterier med en positiv pol i form av en elektrod nedstoppad i en bägare av metall som utgör den negativa polen. Man ser bara toppen av den positiva polen som en knapp i ena änden. Vanligtvis är batteriet märkt med ett litet plustecken (+) vid den positiva polen och ett minustecken (-) vid den negativa polen.

Knappcellsbatterier är platta och runda. På knappcellsbatterier har den positiva polen en nedvikt kant som klämmer åt kring den negativa polen på motsatt sida. Om man tittar närmare ser man att det finns ett isolerande lager mellan polerna. Det är nödvändigt för att batteriet inte ska kortslutas. Den positiva polen på knappcellen brukar vara märkt med ett plustecken (+). Knappcellsbatterier finns i många storlekar. Silveroxidknappceller har en polspänning på 1,5 Volt. Litiumbatteriernas polspänning är högre, 3,0 eller 3,6 Volt.

material på avancerad nivå kommer

Leclanchécell

Brunstensbatteriets konstruktion.
Bild: © Svante Åberg

Under 1860-talet utvecklade fransmannen Georges Leclanché det som blev ursprunget till vad som varit en av de vanligaste battericellerna, nämligen brunstensbatteriet. Leclanchés cell var en s. k. våt cell där anoden, (-)-polen, var utförd som en amalgerad zinkstav. Katoden, (+)- polen, utgjordes av krossad mangandioxid (brunsten) blandat med en tillsats av kolpulver. Blandningen packades hårt i en bägare och en kolstav placerades i blandningen för att fungera som strömsamlare. Bägaren samt anoden sänktes ned i ett bad av salmiak vilket genomdränkte den porösa bägaren och fungerade som elektrolyt.

En förbättrad variant av den våta Leclanchécellen är torrbatteriet, se bilden till höger. Torrbatteriet gjorde energilagringen praktiskt användbar. Numera finns dock batterier med bättre egenskaper, t.ex. de alkaliska batterierna.


Reaktioner i batteriet

Anod (oxidation): Zn → Zn2+ + 2 e-

Katod (reduktion): 2 NH4+(aq) + 2 MnO2(s) + 2 e- → 2 MnO(OH)+2 NH3

Totalreaktion: Zn + 2 NH4+(aq) + 2 MnO2(s) + → Zn2+ + 2 MnO(OH)+2 NH3

material på avancerad nivå kommer

NiMH-batterier

Nickel-metallhydridbatterier är laddningsbara, dvs. ackumulatorer. Oftast förkortas namnet till NiMH. Denna typ av har blivit det vanligaste laddningsbara batteriet och har ersatt de tidigare Nickel-kadmiumbatterierna (NiCd) som inte alls vara lika bra och dessutom är förbjudna nu av miljöskäl.

Spänning 1,2 V

Den nominella spänningen för NiMH är visserligen bara 1,2 V, men spänningen är mycket stabil ända fram till dess batteriet är urladdat. I jämförelse är den nominella spänningen för ett alkaliskt batteri 1,5 V, men spänningen sjunker under tiden batteriet används och blir ganska snart lägre än 1,2 V när det används. Av den anledningen kan NiMH ersätta alkaliska batterier i alla tillämpningar, trots att den nominella spänningen är lägre.

Uppladdning av batterierna

Vid laddning av NiMH blir det en liten topp i polspänningen när batteriet är i det närmaste fulladdat, sedan sjunker polspänningen igen (negativ ΔV, negativ delta-Volt). I mer avancerade batteriladdare används detta för att känna igen att batteriet är färdigladdat. Laddaren går då över i underhållsladdning för att batteriet inte ska skadas.

NiMH-batterier kräver inte att de ska urladdas förrän de laddas upp igen, vilket många tror. De har alltså inte några större problem med minneseffekter. Men detta problem fanns med de nu förbjudna NiCd-batterierna.

Ett sak skadar NiMH-batteriet. Det är om det blir alltför varmt. Det sker om batteriet laddas för snabbt. Laddningstiden bör vara minst 1 timme för att batteriet inte ska överhettas. Normala laddningstider är några timmar.

Självurladdning

Ett problem är självurladdning. Den första generationen av NiMH hade ganska hög självurladdning, cirka 15-20 % per månad. Batteriet tog alltså slut även om apparaten inte användes. Generation 2 av NiMH har mycket låg självurladdning, cirka 2-3 % per månad. Det går bra att använda generation 1 i apparater som förbrukar mycket ström eftersom självurladdningen ändå är så liten i förhållande till det apparaten förbrukar. Men om batteriet ska sitta i en apparat som förbrukar väldigt lite, t.ex. en klocka, bör man välja generation 2 som behåller laddningen i flera år. NiMH generation 2 fungerar också bättre vid låga temperaturer.

Elektrodreaktioner

I NiHM-batteriet sker följande elektrodreaktioner:

Negativa polen: MH + OH ⇌ H2O + M + e

Positiva polen: NiO(OH) + H2O + e ⇌ Ni(OH)2 + OH

Total reaktion: MH + OH + NiO(OH) ⇌ M + Ni(OH)2 + OH

Reaktionen från vänster till höger sker när batteriet används och laddas ur. Reaktionen från höger till vänster sker när batteriet laddas upp.

Litteratur

  1. Zumdahl, S.S. & DeCoste, D.J. (2017). Chemical principles. (7. ed.) (8th ed.) Australia: Cengage Learning.
  2. Lemon battery, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Lemon_battery (2017-03-03)
  3. Leclanché cell, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Leclanch%C3%A9_cell (2017-03-03)
  4. Dry Cell, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Dry_cell (2017-03-03)
  5. Zinc-carbon battery, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Zinc%E2%80%93carbon_battery (2017-03-06)
  6. Discovering Electrochemical Cells, Scott A. Sinex, Prince George's Community College
    http://academic.pg.cc.md.us/~ssinex/E_cells.pdf (2016-03-19)
  7. Electrolytic Cells, Purdue University
    http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch20/faraday.php (2016-03-19)
  8. Galvanic Cell, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Galvanic_cell (2016-03-21)
  9. Bränslecell, Wikipedia
    https://sv.wikipedia.org/wiki/Br%C3%A4nslecell (2016-03-19)
  10. Electrolyte, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Electrolyte (2016-03-24)
  11. Standard electrode potential, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Standard_electrode_potential (2016-03-24)
  12. Standard electrode potential (data page), Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Standard_electrode_potential_(data_page) (2016-03-24)
  13. Standard Reduction Potential, ChemWiki
    http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Standard_Reduction_Potential (2016-03-24)
  14. Electrochemistry Basics, ChemWiki
    http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Basics_of_Electrochemistry (2016-03-24)
  15. Electrochemical Cells and Thermodynamics, ChemWiki
    http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Electrochemical_Cells_and_Thermodynamics (2016-03-24)
  16. Voltaic Cells, ChemWiki
    http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Voltaic_Cells (2016-03-24)

Fler experiment


elektrokemi, redox
Anodisering och färgning av aluminium
Att göra bly
Diffusion av kopparjoner
Elda stålull
Elektrofores av grön hushållsfärg
Elektrokemisk skrift
Guldpeng av mässing
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Kemi med zinkjodid, del 1: Framställning
Kemi med zinkjodid, del 2: Återbilda grundämnena elektrokemiskt
Kemisk klocka med jod
Permanenta håret
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Saltkristaller av en aluminiumburk
Självantändning med glycerol och permanganat
Skämta med en svart kopparslant
Svantes testexperiment
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Tillverka tomtebloss
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Ärg på en kopparslant

energi
Badbomber
Den brinnande sedeln
Ett lysande experiment - Kemiluminiscens
Falu rödfärgspigment ur järnvitriol
Gummibandets elasticitet
Självantändning med glycerol och permanganat
Tillverka fotopapper
Visa ytspänning med kanel
Värma med ljus - bra eller dåligt?

urval reviderat experiment
Anodisering och färgning av aluminium
Avdunstning och temperatur
Den brinnande sedeln
Den tillknycklade plåtburken
DNA ur kiwi
Elektrokemisk skrift
Ett glas luft
Gasvolym och temperatur
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Luftfuktighet och rostbildning
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Vad händer när degen jäser?
Åka hiss