• Kopersulfaat (CuSO₄)
• Zinksulfaat (ZnSO₄)
• Kaliumchloride (KCl)
• Demiwater

• Cu-staafje of plaatje
• Zn-staafje of plaatje
• bekerglaasjes of potjes ca. 30-50 ml.
• filterpapier (bv koffiefilter- papier)
• multimeter en kabels

• Bereid oplossing van 0.1 M Kopersulfaat   
• Bereid een oplossing van 0.1M Zinksulfaat.
• Giet de oplossingen in de bekerglaasjes
• Plaats in de koperoplossing het koperstaafje
• Plaats in de Zinkoplossing het zinkstaafje
• Bereid een verzadigde oplossing van KCl
• Doop hier een reepje filterpapier mee
• Verbindt de multimeter met de staafjes, de + aan het koper en de - aan het zink 
• Plaats het reepje filterpapier met een kant in de koper- en de andere kant in de zinkoplossing
• Meet voltage (V) en amperage (mA)
  (eventueel kunnen we dataloggen)

Het gemeten voltage is (zoals hierboven te zien is): 1.058 V

Het gemeten amperage is niet constant maar neemt af in de tijd (zie de nevenstaande figuur, de blauwe punten zijn de meetwaarden, de rode lijn is een regressielijn, de nevenstaande figuur is een "snapshot").

In de linker halfcel bevindt een Zn elektrode zich in een oplossing van zinksulfaat (0.1 M). Rechts bevindt zich een Cu elektrode in een oplossing van kopersulfaat (0.1 M). De deeltjes aan de linkerkant zijn Zn, Zn²⁺ en SO₄^2-. De deeltjes aan de rechterkant zijn Cu, Cu²⁺ en SO₄^2-.
De vraag is nu wat reageert er als de oxidator en wat reageert er als de reductor? Volgens BINAS tabel 48 is Zn de sterkste reductor (-0.76 V) en Cu²⁺ de sterkste oxidator (0.34 V).
De halfreacties die hier optreden zijn: 

Zn (s)		Zn2+ + 2 e-	voor de halfcel met de reductor
Cu2+ + 2 e-		Cu (s)	voor de halfcel met de oxidator

We kunnen behulp van de wet van Nernst de standaardelektrodepotentiaal uitrekenen.

Voor de halfcel met de oxidator geldt:

De halfcel met de reductor heeft dus een potentiaal van -0.79 V. De halfcel met de oxidator heeft een potentiaal van +0.31 V.

De bronspanning van de cel wordt gegeven door: DV =V_ox-V_red = 0.31 - (-0.79) = 1.1 V

We maten 1.058 V. Het verschil kunnen we toeschrijven aan een niet zo nauwkeurige balans (1 g) waarmee we de oplossingen hebben gemaakt. De concentratie kan daarom afwijken van 0.1M hetgeen het verschil verklaart.

Het stroomverval dat we gemeten hebben is waarschijnlijk het instellen van de dubbellaag rond de elektrodes. Dit is aannemelijk aangezien het verval afvlakt. Indien we teveel reactanten verbruikt hebben verwacht ik dat het meer lineair naar beneden gaat.

• De koper en zinkstaafjes waren onderdelen van de elektrotechniek experimenteerdoos.

• Dr. F. Freese, Dr. W.E. van der Linden; Elektrochemische Analysemethoden; Agon Elsevier; 1971; ISBN 9010102408.
• Dr.J.Reiding; Drs.P.W.Franken,Drs.M.A.W.Kabel-van den Brand; Chemie Overal 5V; 1992; ISBN 9011010639; blz 175,176.
• BINAS; 1977; Wolters Noordhoff; ISBN 900189354; blz. 80,100,101.
• A. Morgan; Op Avontuur in de elektrochemie; Centrex; 1964.

Relevante websites:

• EXPERIMENTS IN ELECTROCHEMISTRY

Om elektrodeprocessen te kunnen bestuderen moeten we de beschikking hebben over een elektrochemische cel. Deze bestaat in zijn eenvoudigste vorm uit twee geleiders (elektroden) geplaatst in een vat gevuld met elektrolytoplossing. Bij stroomdoorgang door een dergelijke cel moeten aan de elektroden reacties plaatsvinden waarbij de lading in de vorm van elektronen of ionen het grensvlak elektrode/oplossing passeert. De elektrode waaraan oxidatie plaatsvindt wordt anode genoemd, de elektrode waaraan reductie plaatsvindt heet kathode. 
Voor de anodische reactie kunnen we schrijven (e = elektron):

red1

ox1 + n e

Voor de kathodische reactie:

ox2 + m e

red2

De bruto celreactie wordt dan:

m red1 + n ox2

m ox1 + n red2

Stroomdoorgang kan alleen plaatsvinden indien er een gesloten circuit bestaat. We moeten beide elektroden daarom uitwendig met elkaar verbinden. Levert een elektrochemische cel bij het tot stand komen van dit elektrisch contact spontaan stroom, dan spreken we van een galvanische cel. In dit geval wordt de chemische energie omgezet in elektrische energie (accu!). Indien daarentegen een uitwendige spanningsbron moet worden aangesloten om stroom door de cel te doen vloeien, dan spreken we van een elektrolytische cel. Hierbij wordt elektrische energie omgezet in chemische energie (accu opladen). De celreactie verschilt alleen daarin van een normale redoxreactie in oplossing, dat de elektronen nu niet direct van het ene deeltje op het nadere worden overgedragen maar via een uitwendig circuit.