Practicum: Elektrolyse en galvanische cel – Scheikunde Klas 3 VWO

In dit practicum voor klas 3 vwo elektrolyseer je een kopersulfaatoplossing en bepaal je de massa koper die neerslaat via de wet van Faraday. Daarnaast bouw je een eenvoudige galvanische cel (Zn-Cu-element) en meet je de celspanning.

Leerdoel

Na dit practicum kun je elektrolyse en galvanische cel als omgekeerde processen beschrijven, de wet van Faraday toepassen (m = M × I × t / (z × F)), halfcelspanningen gebruiken om celspanning te berekenen, en de toepassingen benoemen (galvanisering, accu’s).

Cursusniveau en vakgebied

Niveau: VWO klas 3 | Vak: Scheikunde | Domein: C1, F3 Energieomzettingen | Elektrolyse, galvanische cel, Faraday, halfcelspanning, galvanisering, oxidatie, reductie

Benodigdheden

• Voeding (0–12 V DC), amperemeter, stopwatch
• Koperelektroden (kathode en anode, schoon geslepen)
• CuSO₄-oplossing (0,5 mol/L)
• Analytische balans (0,001 g)
• Voor galvanische cel: zinkstrook, koperen strip, zoutbrug (KNO₃-gel), voltmeter
• Twee bekerglazen met ZnSO₄ en CuSO₄ (elk 0,5 mol/L)

Achtergrondinformatie

Elektrolyse: elektrische energie drijft een niet-spontane redoxreactie. Kathode (−): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (reductie). Anode (+): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ (oxidatie). Wet van Faraday: m = (M × I × t) / (z × F), waarbij F = 96 485 C/mol, z = valentie. Galvanische cel: spontane redoxreactie levert elektrische energie. Celspanning: E°_cel = E°_kathode − E°_anode. E°(Cu/Cu²⁺) = +0,34 V; E°(Zn/Zn²⁺) = −0,76 V → E°_cel = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V.

Werkwijze

Deel A – Elektrolyse CuSO₄

1. Weeg de koperelektroden (m₀). Sluit aan op de stroomvoeding (I = 0,20 A, U ≈ 3 V). Elektrolyseer gedurende t = 600 s (10 min).
2. Droog de elektroden en weeg opnieuw. Bereken massa-aangroei kathode (Δm).
3. Bereken de theoretische massa via Faraday. Bereken de stroomefficiëntie.

Deel B – Galvanische cel Zn-Cu

1. Zet twee bekerglazen neer: één met ZnSO₄, één met CuSO₄. Verbind via zoutbrug.
2. Dip Zn-strip in ZnSO₄, Cu-strip in CuSO₄. Verbind beide strips via de voltmeter.
3. Meet de celspanning (E_cel). Vergelijk met E° = 1,10 V.

Meettabel Deel A (I = 0,20 A, t = 600 s)

Verwerkingsvragen

1. Bereken de theoretische massa koper (M(Cu) = 63,5 g/mol, z = 2) bij I = 0,20 A en t = 600 s.
2. Leg uit waarom de anode in massa afneemt bij elektrolyse met koperelektroden.
3. Bereken de standaard celspanning van de Zn-Cu-galvanische cel.

Uitwerking

V1: m = (M × I × t) / (z × F) = (63,5 × 0,20 × 600) / (2 × 96 485) = 7 620 / 192 970 = 0,0395 g ≈ 39,5 mg.

V2: De koperanode lost op: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ (oxidatie). De koperionen gaan in oplossing; de anode verliest massa. Tegelijk slaat er Cu neer op de kathode. Netto: Cu wordt van anode naar kathode getransporteerd. Dit is het principe van galvanisch koperpletten.

V3: E°_cel = E°_kathode − E°_anode = +0,34 − (−0,76) = +1,10 V. Positieve celspanning → reactie is spontaan (galvanische cel levert energie).

Benodigde laboratoriumapparatuur van Labvakhandel

Labvakhandel levert elektrolysecellen, geregelde gelijkspanningsbronnen, koperelektroden en analytische balansen voor elektrochemie-praktika in het voortgezet scheikundeonderwijs.

Bekijk het assortiment of neem contact op voor advies.

Meer practicumopdrachten

Ontdek alle practica in de Labvakhandel kennisbank — voor biologie, scheikunde en natuurkunde.