Indikatorpapper för plus och minus på batteriet

Kemisk bakgrund

Batterier brukar vara märkta med + och -, men vad gör man om det inte finns någon sådan märkning eller om man tillverkar sitt eget batteri, t.ex. ett citronbatteri? En del elektronik är känslig, så det är viktigt att man inte vänder batteriet fel eller kopplar sladdarna till fel kontakt.

Ett sätt är att använda en voltmeter och se om den visar positiv eller negativ spänning. Ett annat sätt är att utnyttja kemiska indikatorer som ge olika färg beroende på vilken pol på batteriet man kopplar till. I experimentet använder vi metoden med färgreaktion hos kemiska indikatorer.

Kemiska reaktioner

De reaktioner som sker vid polerna är följande:

Anod (pluspol)	2 I-	→	2 e-	+	I2
	jodidjoner		elektroner		jod som är brun i vatten

Katod (minuspol)	O2	+	2 H2O	+	4 e-	→	4 OH-
	syre		vatten		elektroner		hydroxid som färgar fenolftalein rosa

Som du ser tar anoden upp elektroner och katoden avger elektroner till ämnena i lösningen. Eftersom indikatorpapperet har kontakt med luften så finns även det syre som krävs tillgängligt för reaktionen.

En del av den bildade joden reagerar faktiskt vidare till trijodid i en reaktion med oförbrukad jodid. Det nya komplexet kallas trijodid och bildas enligt reaktionsformeln

Bildning av trijodid	I2	+	I-	→	I3-
	jod		jodidjoner		trijodid

Kemiska reaktioner om KI byts ut mot Na₂SO₄ och fenolftalein mot BTB

Saltet natriumsulfat (Na₂SO₄) är stabilt och reagerar inte. Om jodiden inte finns i lösningen oxideras vatten i stället så att reaktionen vid anoden blir:

Anod (pluspol)	2 H2O	→	O2	+	4 H+	+	4 e-
	vatten		syre		vätejoner som färgar BTB gul		elektroner

Reaktionen vid katoden är densamma som med KI och fenolftalein, bortsett från att BTB färgas blå i basisk miljö.

Katod (minuspol)	O2	+	2 H2O	+	4 e-	→	4 OH-
	syre		vatten		elektroner		hydroxid som färgar BTB blå

GDC: Energi

Batterier är laddade med energi. Energin är i form av energirika kemiska ämnen. Typiskt för energirika ämnen är att de vill reagera och göra sig av med energin. Det utnyttjas i batterier för att producera elektrisk energi. En förutsättning för att det ska fungera är att de kemiska reaktionerna sker genom att avge och ta upp elektroner, annars skulle man inte få en elektrisk ström.

Drivkraften bakom den elektriska strömmen än spänningen mellan den positiva och negativa polen. När elektronen vandrar genom den yttre elektriska ledningen från den ena polen till den andra förlorar den sin elektriska energi. Polspänningens storlek är ett mått på hur mycket energi elektronen förlorar. Denna energi motsvarar hur mycket energi som de kemiska ämnena avger när de reagerar.

Ju fler elektroner som vandrar, desto mera sammanlagd energi kan avges. Elektronerna kommer från de kemiska ämnena som reagerar. Finns det mycket av sådana kemiska ämnen i batteriet, så räcker det längre. Däremot är inte spänningen högre för att det finns mer kemikalier i ett större batteri.

Den totala energin i ett batteri beror alltså dels på spänningen, dels på hur mycket kemiska ämnen som kan reagera som batteriet innehåller.

Fördjupning

Indikator

Indikatorn känner av andra kemiska ämnen

En indikator är ett ämne som används för att visa på ett annat ämne. Indikatorns färg påverkas av om det finns mycket eller lite av ämnet i lösningen.

Typiskt är att indikatorer har en mycket stark färg. Tack vare den starka färgen behöver man bara tillsätta en liten mängd av indikatorn. Det har fördelen att man inte påverkar lösningen så mycket. För att indikatorn ska ändra färg krävs nämligen att den reagerar med det ämne som den ska påvisa. Då förbrukas lite av just detta ämne. Men när indikatortillsatsen är liten så blir också denna påverkan liten.

Det finns många sorters indikatorer. Några huvudtyper är:

• pH-indikatorer
• redox-indikatorer
• komplex-indikatorer

Jod

Jod är ett grundämne

Jod är ett grundämne som i ren form består av blåsvarta glänsande kristaller. Den kemiska beteckningen är I, som kommer av det grekiska ordet ioeidēs, som betyder violett. Som grundämne bildar joden tvåatomiga molekyler, I₂(s), som även tål uppvärmning till gasform, I₂(g).

Jod sublimerar i rumstemperatur, dvs. övergår direkt mellan fast form och gasform utan mellansteget vätskeform. Det fasta ämnet övergår till en violett gas som har en irriterande lukt och är mycket irriterande för ögon och slemhinnor. När jodgasen kondenserar igen bildar den lätt kristaller.

Förekomst

Jod förekommer sparsamt i form av i nitrathaltig jord, i olje- och saltbrunnar och i havsvatten. Grundämnet anrikas naturligt i bland annat tång, men i havssalt är halterna generellt sett låga. Man kan också framställa ren jod bl a genom att låta kaliumjodid reagera med koppar(II)sulfat.

Jod är desinficerande

På grund av sin oxiderande förmåga är jod antiseptiskt, dvs. bakteriedödande. Jodlösningar används för att tvätta sår. Förr använde man det ofta på människor, men nu är det vanligast i samband med djurhållning. Det finns att köpa på apoteket som 1 %-ig lösning under namnet Jodopax. Då använder man en lösning av jod och kaliumjodid i vatten. Jodid reagerar med joden till trijodid, som har mycket högre löslighet i vatten än ren jod. På så vis får man en mer koncentrerad och effektiv bakteriedödande lösning.

Det vanligaste saltet av jod är kaliumjodid med formeln KI (eller K⁺I^–). I den desinficerande jodspriten har man blandat jod och kaliumjodid för att bilda trijodid:
I₂ + K⁺I^– ⇄ K⁺I₃^–

Jod i ögat är däremot allvarligt och kan skada hornhinnan och till och med orsaka blindhet. Skölj genast ögat i rinnande vatten och tag kontakt med läkare. Inandning av jodgas är inte heller bra.

Löslighet i vatten och organiska lösningsmedel

Lösligheten av I₂ i vatten är dålig, men på grund av sin starka färg kan man ändå se en svag brunfärgning i vattnet av löst jod. Lösligheten i organiska lösningsmedel är mycket större och jod antar där en intensivt violett färg.

Man kan enkelt demonstrera löslighetsfördelningen genom att till en vattenlösning av jod tillsätta en liten mängd bensin eller annat organiskt lösningsmedel. Praktiskt taget all jod kommer då att samla sig det organiska lösningsmedlet, vilket syns tydligt på färgen.

Jod löser sig i kroppsfett

Om man får jod (grundämnet, I₂) på huden blir huden brunfärgad och fläckarna går inte att ta bort. Joden löser sig lätt i hudens fett, men med tiden försvinner fläcken av sig själv. Mindre fläckar är inte hälsofarliga, men man bör undvika kontakt med jod så långt som möjligt. Joden kan irritera huden.

Framkalla fingeravtryck

Genom att jod både är kraftigt färgad och har hög löslighet i fett, så kan jod användas för att framkalla fingeravtryck. Det räcker med att trycka fingret mot ett skrivpapper för att få ett avtryck i fett som går att framkalla. Framkallningen görs genom att hålla papperet över lite jod som får förånga till gas. Fingeravtrycket blir genast synligt när det brunfärgas av joden som löser sig i fettet.

Undvik att jodångor sprid så att man riskerar att andas in dem. Tänk också på att det väldigt lätt blir smutsigt av jod som kondenserar på kalla ytor. En bra idé är att värma joden i en liten bägare där man också lägger papperet med fingeravtrycket. Lägg ett lock på bägaren när du värmer försiktigt. Det räcker med en enda jodkristall och ganska svag värme.

Jodtillsats i koksaltet förhindrar struma

Man måste skilja på grundämnet jod (I₂) och jod i form av joner, t.ex. i saltet kaliumjodid (K⁺I^–). Jodidjonerna är inte alls farliga, utan är tvärtom något som vi behöver i kroppen, om än i liten mängd.

Jodbrist (egentligen jodidbrist) är vanlig i delar av värden. Det yttrar sig som struma och kretinism. Struma är när sköldkörteln blir förstorad och man kan få svårt att svälja, heshet och andra obehag. Kretinism är en form av utvecklingsstörning. För att motverka jodbrist säljer man jodberikat koksalt.

Det livsviktiga grundämnet jod finns i två hormoner; tyroxin och trijodtyronin. Hormonerna reglerar ämnesomsättningen och sköter kroppens tillväxt och utveckling. De bildas i sköldkörteln och brist i barndomen leder till att den mentala och fysiska tillväxten hämmas och kan resultera i dvärgväxt. Brist på jod senare i livet kan orsaka struma och därför bestämdes på 1920-talet att hushållssaltet skulle berikas med jod. Rekommenderat intag för vuxna är 150 mikrogram per dag.

Den jod som tillsätts koksaltet i Sverige är i form av kaliumjodid, KI, ett vitt salt som till utseendet liknar koksalt. Kaliumjodid avdunstar inte, men jod i molekylform, I₂ sublimerar, dvs. avdunstar. Om koksalt får stå öppet, särskilt om det blir något fuktigt, så kan jodiden oxideras till jod. Den bildade joden kan då avdunsta. Koksalt som förvaras fel kan alltså förlora innehållet av jod.

I en del länder är jodinnehållet i salt av vissa varumärken mycket lågt. Det kan leda till hälsoproblem. Unicef har därför ett program för att upplysa befolkningen om behovet av jod och hur man kan agera för att få sitt jodbehov täckt. Eleverna i skolorna får lära sig att testa om det koksalt man använder innehåller jod. Sedan informerar eleverna sina föräldrar om detta så att man fortsättningsvis väljer att köpa salt som man vet innehåller jod.

Radioaktiv jod

¹²³I är en radioaktiv isotop av jod som används inom den medicinska diagnostiken. Radioaktiv jod som intas ansamlas i sköldkörteln. Den gammastrålning som utsänds registreras och man får en bild av organet. Stråldoserna som används är så låga att de inte är farliga för patienten.

Vid radioaktiva utsläpp kan ibland jodisotopen jod-131 (¹³¹I) spridas. Den tas upp av kroppen och ger strålskador. För att hindra jod-131 att tas upp kan man mätta kroppen med den vanliga icke radioaktiva jodisotopen. Därför delar man ut jodtabletter till människor i riskområden. Flera isotoper bildas vid atomkärnklyvning, men det är endast ¹³¹I som har en sådan halveringstid (8 dygn) att den får större betydelse. Denna isotop spreds över stora områden vid kärnkraftsolyckan i Tjernobyl 1986.

Jod bryter ned ozonskiktet

Klorerade kolväten är ett miljöproblem eftersom de bidrar till att det livsviktiga skyddet av ozon på hög höjd bryts ned. Nu har man funnit att även jod bidrar till denna nedbrytning. Det har visat sig att jodmolekyler kan följa med enorma åskmoln som snabbt stiger uppåt mot stratosfären.

Fenolftalein

Fenolftalein är en vanlig pH-indikator i skolan. Den är ofärgad i sura och neutrala lösningar, men blir rosa i basiska lösningar. Omslaget från ofärgad till rosa sker kring pH 9,7. Något som de flesta inte vet är att fenolftalein blir varmt djupröd i mycket sura lösningar där pH är under 0.

Fenolftalein har använts som laxermedel i över ett århundrade. Laxermedel gör avföringen lösare under en tidsperiod på 3-4 dagar. Misstanke om att fenolftalein kan ha en cancerogen effekt gör att man numera undviker den i laxermedel.

Nygjuten betong innehåller kalciumhydroxid, så kallad släckt kalk. I kontakten med luftens koldioxid reagerar den och bildar kalciumkarbonat inom några timmar. Bildningen av kalciumkarbonat gör betongen starkare. För att testa betongen använder man fenolftalein. Kalciumhydroxiden har pH över 8,6 och ger rosa färg med fenolftalein. Men kalciumkarbonatet har pH kring 8,4, vilket gör att fenolftaleinet förblir ofärgat.

Bromtymolblått, BTB

En pH-indikator som slår om vid pH 7

Bromtymolblått, eller BTB som man oftast säger, är den vanligaste pH-indikatorn i skolan. Den är gul i sura lösningar när pH är under 7 och blå i basiska när pH är över 7. Färgomslaget sker alltså vid pH 7 och färgen är en blandning av gult och blått som ser grönt ut.

Olika pH-indikatorer slår om vi olika pH, inte nödvändigtvis vid pH 7. Men BTB slår faktiskt om vid pH 7, vilket är mycket praktiskt. Färgomslaget börjar synas vid pH 6 då en svagt grönaktig nyans hos det gula visar sig. På motsvarande sätt är pH 8 en ungefärlig övre gräns för när färgomslaget kan skönjas. Men den rent gröna färgen när 50 % av BTB-molekylerna är gula och 50 % är blå har man vid precis pH 7,0. Det pH-värde då indikatorn fördelas med 50 % på de två färgerna anges som pK_Ind (kan även heta pKa). För BTB är alltså pK_Ind = 7,0. Andra indikatorer har andra pK_Ind-värden. Exempelvis har fenolftalein pK_Ind = 9,7.

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^– → O^2–

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 många elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe²⁺ + O^2–

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^–

Elektrokemisk cell

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

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.

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

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.

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.