Fruitklokje

Datum: januari 2012

Inleiding:

Een experimenteerdoosje dat ik bij Museum Boerhave kon verkrijgen.

Principe:

Fruit dat als batterij fungeert.

Materiaal:

 
  • Fruitklok experimenteerdoos:
    - Fruitstanddaard
    - Klokje met 3 elektrodes
  • Sinaasappel
  • Voltmeter

Uitvoering:

  • Steek de sinaasappel in de fruithouder
  • Steek de elektrodes die aan het klokje zitten een beetje verspreid in de sinaasappel
  • Observeer
  • Verbind de multimeter aan twee elektrodes (de koperen en een zinken)
  • Meet de spanning

Resultaten:

De foto's laten zien dat het klokje werkt als de elektrodes in de sinaasappel zitten.

Met de multimeter meten we ca. 1.5 V
 

Discussie:

De fruitklok is een elektrisch digitaal klokje met een groot verschil t.o.v. degenen die men normaal in de winkel koopt. De batterij is nu een stuk fruit. Niet elk fruit is geschikt, belangrijk is dat het fruit sap bevat dat elektrische stroom geleidt. Citroen, sinaasappel en appel zijn geschikt. Als men de aansluitdraden van de fruitklok goed bekijkt, zie je dat ze aan de uiteinden van verschillend metaal zijn gemaakt. De ene is van zink (grijs; dubbel uitgevoerd), de ander van koper (bruin). Als men de elektroden (+ pool van koper, - pool van zink) in de sinaasappel plaatst, dan vindt in het vruchtzuur (= elektrolyt) een electro-chemische reactie plaats. Er ontstaat een potentiaalverschil tussen de elektrodes, voldoende om een microchip aan te sturen die vervolgens op de display de tijd aangeeft. We gebruiken dubbele elektrodes om voldoende spanning op te wekken voor het klokje.
 

Volta ontdekte de natuurlijke eigenschap dat de naam "elektrochemische spanningsreeks van metalen" heeft gekregen. Hij ontdekte namelijk dat als een metaal in een waterige oplossing wordt geplaatst er een (metaal afhankelijke) elektrische spanning ontstaat.

Een meer formele benadering maakt het mogelijk het de fruitklokl iets theoretischer te benaderen. Uiteindelijk hebben we met zgn. halfcellen te maken. In de ene halfcel bevindt zich een Zn elektrode in de ander halfcel de Cu elektrode.
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 reductor geldt:

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 een cel wordt gegeven door: DV =Vox-Vred = 0.31 - (-0.79) = 1.1 V

 
Met de multimeter hebben we 1.5 V gemeten. Dat wijkt nogal af van de theoretische waarde. Nu is het wel zo dat we in de fruitbatterij met twee hafcellen te maken hebben met een gemeenschappelijke Cu-elektrode. Waarschijnlijker is dus dat iedere halfcel een lager voltage heeft en dat ze samen op 1.5 V uitkomen.
 

Literatuur:

  • Judith Hahn; "De Jonge Onderzoeker"; Het Spectrum, 1980, ISBN 9027492689; p. 96,97.
  • Neil Ardley; 'Techniek ontdekken'; Davidsfonds;/Infodok; 1996; ISBN 9065657312; p.24,25.
  • A. Morgan; 'Op avontuur in de elektrochemie'; Centrex; 1964; p. 114-122.
  • Ruud Baars; 'De chemische adelstand'; DJO; 1979 9; p. 287.
  • 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
  • Daniel J. Swartling, Charlotte Morgan; "Lemon Cells Revisited-The Lemon-Powered Calculator"; Journal of Chemical Eductation; 75 2 1998; p. 181,182.

Relevante websites:

Opmerkingen:

  • Het experiment laat zien dat fruit geschikt is als spanningsbron. Het beschikbare vermogen is echter gering. Een vervolgonderzoek zou kunnen zijn om mogelijkheden te onderzoeken die de fruitbatterij verbeteren.

Achtergrondinformatie:

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.

 

08/01/2013