Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER Hydroxider Sulfider

Slides:



Advertisements
Liknande presentationer
Syror & Baser -Varför smakar det surt när man biter i en citronklyfta eller en godis ”suris”? -Varför känns det halt mellan fingrarna när man tvättar händerna.
Advertisements

Syror, baser och indikatorer
Elektrokemi What???.
Vad menas med statisk elektricitet?
Syror och baser.
KE ELEKTROKEMI MI Elektrokemi handlar om elektroner som hela
Sura lösningar Starkt frätande Smakar surt pH-värdet 0-6
Ellära Fysik 1 / A Översiktlig beskrivning av en del av innehållet i Ellära – Fysik A För djupare studier hänvisar jag till kurslitteratur som finns.
Metaller Järnkul .
Kemisk bindning del 2 Kovalenta bindningar Niklas Dahrén.
Rena ämnen och blandningar
KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap
Kondenserade faser Vätskor och fasta ämnen har mycket gemensamt. Smältentalpin för is är 334 J/g, ångbildningsentalpin är 2257 J/g. När vatten har kondenserat.
Elektricitet Trådkurs 6
Kemins grunder Föreläsning nr 1 Sid 6-15.
Periodiska systemet.
Ämnen har egenskaper Lukt surt beskt Smak sött salt.
Karolinska Institutet, studentundersökning Studentundersökning på Karolinska Institutet HT 2013.
Kemi.
Anne-Lie Hellström, Norrmalmskolan, Piteå –
Kemisk Bindning Göran Stenman, Ursviksskolan 6-9, Ursviken –
FOR 1206 Elsystem del 1 Batteri.
Elektrokemi.
Felkalkyl Ofta mäter man inte direkt den storhet som är den intressanta, utan en grundläggande variabel som sedan används för att beräkna det som man är.
Periodiska systemet.
TÄNK PÅ ETT HELTAL MELLAN 1-50
Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER Hydroxider Sulfider
Periodiska systemet Historia Atomens byggnad Periodiska systemet
Potentiometriska metoder
Galvanisk cell Så fungerar batterier.
Ellära.
Atomen Trådkurs 7.
Biologisk kemi, 7,5 hp KTH Vt 2010 Märit Karls
Elektrokemiska processer Kapitel 6 (s )
Oxidation Föreningar med syre Lämna ifrån sig elektroner till syret
Ämnens olika faser.
Kemiska reaktioner & fysikaliska förändringar
Energi i kemi: Termokemi
Elektricitet Vad är det egentligen?.
JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 Föreläsning 3(3) mer löslighetsprodukt!
KEM A02 HT2011 Allmän- och oorganisk kemi REPETITION
Övningsexempel till Kapitel 7 Ex 1. BRÄNNBOLLSDILEMMAT ! En person funderar över hur man bäst uppskattar 28 meter. Av erfarenhet vet han att hans steglängd,
Kemisk Bindning.
Henderson-Hasselbach ekvationen
Materia Niklas Dahrén.
Elektrokemi Elektroner i rörelse.
Beräkning av massa, formelmassa, molmassa och substansmängd
Salter och metalloxider Kap 5
Metaller Kap 12 Sid
Från malm till metall Sid
Kemiska beräkningar 2 Beräkning av lösningars sammansättning:
Vattensidig korrosion i pannanläggningar
Metaller 3 Sid
Redoxreaktioner Sid I häftet.
Syror och Baser. Syror och baser är frätande, det viktigaste att komma ihåg då vi laborerar är….. Skyddsglasögon.
Elektrokemi Elektroner i rörelse. Galvanisk historia Luigi Galvani, 1737 – 1798 Gjorde experiment med grodlår och elektricitet som ledde till dagens batterier.
Elektrokemi. Kärna Positiva Protoner Neutrala Neutroner Runt om Negativa Elektroner ATOMENS BYGGNAD.
Balansera följande formel PbO 2 + Mn 2+ + H + Pb 2+ + MnO H 2 O Ange oxidationstalet för svavel i följande förening: H 2 S 2 O 8.
Elektrolys Elektrokemi 2 Höstens sista kemiföreläsning.
PEDAGOGISKPLANERING KEMI ÅK 9 Syftet med att läsa kemi i åk 9: Genom undervisningen i ämnet kemi ska du sammanfattningsvis ges förutsättningar att utveckla.
KEMI Föreläsning inför det Nationella provet i kemi ELEKTROKEMI
”Vilket ämne är ädlast?”
Elektrokemi Elektroner i rörelse.
Anne-Lie Hellström, Norrmalmskolan, Piteå –
Syror, baser och salter.
Atomer, joner och det periodiska systemet
Lärare Mats Hutter Leif Hjärtström
Elektrokemi Elektroner i rörelse.
Elektrokemi Elektroner i rörelse.
Salter och metalloxider Kap 5
Presentationens avskrift:

Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER Hydroxider Sulfider Karbonater FÄLLNINGSBETINGELSER Löslighet av fast salt i rent vatten Reduktion av löslighet genom ”utsaltning” tex tillsats av Cl-, OH-, S2-, Mn+ Ökning av lösligheten genom komplexbildning (Ex Ag(NH3)2+) KVALITATIV ANALYS - Försöksgång och principer för vad som faller och när OBS! Inga ”kuggfrågor” där oväntade joner ingår!

E FLS 1(3) KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi ELEKTROKEMI A: Kap 13 sidor: 515 - 552

REDOXREAKTIONER DET FÖRSTA BATTERIET Alessandro Volta, 1745 - 1827 Cu H2SO4(aq) Zn H2SO4(aq) Cu H2SO4(aq) Zn

13.1 Halvceller Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+(aq) + 2 Ag(s)       HALVCELLSREAKTION Separat behandling av reduktions- och oxidations reaktionerna Ex) TOTALFÖRLOPP för reaktion mellan Zn(s) och Ag+(aq) Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+(aq) + 2 Ag(s) kan delas upp i följande tänkta halvcellsreaktioner: OXIDATION: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- REDUKTION: Ag+(aq) + e- Ag(s)     Redox- par  

13.2 Balansera redoxreaktioner sur lösning EXEMPEL 13.1 Reaktion mellan MnO4- och H2C2O4 (oxalsyra) sur lösning Oxalsyra i rabarber, harsyra KMnO4 kaliumpermanganat desinfektionsmedel ”RECEPT/SE” se även s. 517 Identifera det som oxideras och reduceras Skriv upp den obalanserade formeln Balansera redoxparet så att: antal avgivna elektroner = antal upptagna elektroner 4. Balansera laddningar, H och O (kontroll!) I sur miljö: använd H+ och H2O I basisk miljö: använd OH- och H2O

13.2 Balansera redoxreaktioner basisk lösning EXEMPEL 13.2 Reaktion mellan MnO4- och Br- under bildning av MnO2 och bromat (BrO3-) basisk lösning KBr Medicin: Lugnande medel Kräkdämpande Analys: Genomskinliga fönster för IR mätningar (hygroskopiska) MnO2 nätverksstruktur Användning: Vanliga batterier - alkali (Zn/MnO2)

Nomenlatur GALVANISKA CELLER mm ELEKTROKEMISK CELL: ”Utrustning” där en elektrisk ström antingen produceras (galvanisk cell) eller tillförs (elektrolys) GALVANISK CELL: Elektrokemisk cell där en spontan kemisk reaktion används för att generera en elektrisk ström Exempel: NiCd batteri ELEKTROLYTISK CELL/ELEKTROLYS: Elektrokemisk cell där ström används för att driva en kemisk reaktion i ogynnsam riktning Exempel: Framställning av Al(s)

13.3 Uppbyggnad – galvaniska celler OBS! ANOD: oxidation Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- – KATOD: reduktion Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) + halvcell halvcell TOTALFÖRLOPP: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

Skrivsätt - galvanisk cell ANOD: oxidation Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- – KATOD: reduktion Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) + – + Zn(s) Zn2+ (aq) Cu2+(aq) Cu(s)

13.4 Cellpotential och Gibbs fria energi Zn(s) SAMBAND: G = - nFE Go = - nFEo n = antal omsatta e- (mol) F = 96485 Cmol-1 E = Ekatod – Eanod OBS! Om reduktionspotentialer används!! ENERGI 2e- Skillnaden i ”dragkraft” om elektronen/erna blir den galvaniska cellens drivkraft dvs EMK (E) Cu2+(aq)

Beräkning av Gibbs fria energi EXEMPEL 13.3 Daniells element med EMK = 1.04 V – vad blir G?

SLUTSATS: Stökiometrin bestämmer G men E är konstant! 13.5 Mer om celler... DANIELLS CELL: – + Zn(s) Zn2+ (aq) Cu2+(aq) Cu(s) Ecell (1.10 V) TOTALFÖRLOPP Alt 1: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) G1 Alt 2: 2 Zn(s) + 2 Cu2+(aq)  2 Zn2+(aq) + 2 Cu(s) 2 G1 G = - nFE Alt 1: G1 = - 2FEcell Alt 2: 2 G1 = - 4FEcell dvs G1 = - 2FEcell SLUTSATS: Stökiometrin bestämmer G men E är konstant!

Att skriva cellreaktioner EXEMPEL 13.4 Cell med vätgasanod och kvicksilverkatod – beskriv totalförloppet pH2 = 1 atm Pt 1.0 M H+ Vätgaselektrod (E0 = 0V) Kalomelelektrod (E0 = 0.27V*) *se Appendix 2B

STANDARDPOTENTIAL, Eo: Mn+(aq) + ne-  M(s) Eo(Mn+/M(s)) 13.6 Standardpotentialer STANDARDPOTENTIAL, Eo: Mått på elektronaffiniteten dvs hur gynnsam reaktionen är, se exempel nedan (reduktionspotentialer) Mn+(aq) + ne-  M(s) Eo(Mn+/M(s)) POSTIVT Eo: Reaktionen är spontan i skriven riktning NEGATIVT Eo : Reaktionen spontan i omvänd riktning OBS! Standardpotentialerna utgör en relativ skala med elektroden H+/H2(g) som standard(referenspunkt)* med Eo = 0V *Jämför temperatur, tex celcius!

Elektrokemiska spänningsserien A: Appendix 2B Cl2(g) + 2 e-  2 Cl- (aq) E0 = 1.36 V 2 H+(aq) + 2 e-  H2(g) E0 = 0 V Na+(aq) + 2 e-  Na(s) E0 = -2.71 V

Celler i vanligt bruk TABELL 13.2 reduktion - katod ORKA oxidation - anod TORRCELLEN (1.5V) Zn(s)  ZnCl2(aq), NH4Cl(aq)  MnO(OH) (s)  MnO2(s)  C(grafit) BLYACCUMULATORN (2.0 V) Pb(s)  PbSO4(aq)  H+(aq), HSO4-(aq)  PbO2(s)  PbSO4(s)  Pb(s) NiCd ”Nicad” BATTERI (1.25 V) Cd(s)  Cd(OH)2(s)  KOH(aq)  Ni(OH)3(s)  Ni(OH)2(s)  Ni(s) ANOD: Redoxpar M/M2+ ELEKTROLYT KATOD: Fast redoxpar N/Nn+

Hur stor är drivkraften? OBS! Reduktionspotentialer E FLS 2(3) Reduceras gärna ETT EXEMPEL: – Fe(s) │ Fe2+(aq) │ │ Ag+(aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (från tabell) KATOD: Ag+(aq) + e-  Ag(s) Eo = + 0.80 V reduceras gärna ANOD: Fe2+(aq) + 2 e-  Fe(s) Eo = - 0.44 V omvänd reaktion bäst! Metod T* för beräkning av EMK (Eo) för cellen: Ag+/Ag Eo (”dragkraft”) H+/H2 Använd tabellvärden direkt! E för cellen är då SKILLNADEN Eo = 0.80 - (-0.44) = 1.22 V Eo = Eokatod - Eoanod Fe2+/Fe * Tabell

Hur stor är drivkraften? METOD R: – Fe(s) │ Fe2+(aq) │ │ Ag+(aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (sanna!): KATODREAKTION: Ag+(aq) + e-  Ag(s) Eo = + 0.80 V ANODREAKTION: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- Eo = 0.44 V Metod R* för beräkning av EMK (Eo) för cellen: Ag+/Ag Eo (”dragkraft”) H+/H2 Konstatera att anodreaktionen måste gå åt andra hållet! Eoanodreaktion = 0.44 V Eokatodreaktion = 0.80 V Totalreaktion = summan! Eo = 0.44 + 0.80 = 1.24 V Fe2+/Fe * Reaktion

Bestämning av standardpotentialer EXEMPEL 13.5 Bestäm standardpotentialen för en halvcell när EMK är känd Zn(s) │ Zn2+(aq) ││ Sn4+(aq), Sn2+(aq) │ Pt(s) VI VET: Eo(Zn2+/Zn) = -0.76 V EMK = 0.91 V

13.7 Elektrokemiska spänningsserien 2.87 F2/F- Många icke-metaller är oxiderande EXEMPEL O2, Cl2 Eo (”dragkraft”) oxiderande förmåga H+/H2 De flesta metaller är reducerande dvs avger gärna elektroner tex till H+  vätgasutdrivande! EXEMPEL: Na(s), Zn(s) reducerande förmåga – 2.71 Na+/Na

Au(III)/Au Ag(I)/Ag Fe(III)/Fe(II) Cu(II)/Cu R E D U C E R A N D E O X I D E R A N D E Au(III)/Au Ag(I)/Ag Fe(III)/Fe(II) Cu(II)/Cu R E D U C E R A N D E KÄLLA: modifierade från http://www.dynamicscience.com.au/tester/ solutions/chemistry/redox/ electrochemicalseries.gif

Att beräkna cellpotentialen EXEMPEL 13.7 FRÅGA: Om man blandar två oxiderande ämnen – vad händer då? SVAR: Det bildas en galvanisk cell [som vanligt!] med en EMK som bestäms av skillnaden i EMK mellan de båda redox-paren! UPPGIFT: Beräkna EMK för en blandning av MnO4- och Cr2O72- (sur lösning)

13.8 Standardpotentialer och jämviktskonstanter SAMBAND ATT UTNYTTJA: G = - nFE G = - RTlnK nFE = RTlnK lnK = nFE RT 1 TÄNKVÄRT 1: om E = 0 V så blir K = .....! TÄNKVÄRT 2: Daniells element med n=2; E = 1.1 V ger lnK = 85.6 och K = 1.5E37!!!

Bestämning av ”okänt” Eo-värde kombination av tabellreaktioner EXEMPEL 13.6 Beräkna Eo för reaktionen Ce4+(aq) + 4 e-  Ce(s) Cerium: - god ledare - som salt: i bränsleceller, katalys - CeO2: yta i självrengörande ugnar - upptäckt i Sverige 1803 (Berzelius) mjuk, smidbar, god ledare

Beräkning av jämviktskonstant EXEMPEL 13.8 Användning av elektrodpotentialerna för AgCl/Ag och Ag(I)/Ag för att beräkna löslighetsprodukten Ksp(AgCl(s)) VIKTIG SLUTSATS! Genom att mäta EMK kan halter av SVÅRLÖSLIGA ÄMNEN och SPÅRÄMNEN bestämmas! ISEs (Ion Selective Electrodes) tför selektiv detektion av tex Ca+2, Cd+2, and Ag+/S-2

Cu(II) förbrukas  Q stort 13.9 Nernst ekvation KONSTATERANDE: Alla batterier blir med tiden funktionsodugliga (G = 0) dvs drifkraften för att förflytta elektroner avtar successivt Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) SAMBAND: G = Go + RTlnQ Qstart = ≈ -nFE = -nFEo + RTlnQ nFE = nFEo – RTlnQ E = Eo – (RT/nF) lnQ a(Zn(II)) a(Cu) [Zn(II)] a (Cu(II)) a(Zn) [Cu(II)] Cu(II) förbrukas  Q stort Nernst ekvation Justering i förhållande till aktuell cell

Nernst ekvation och EMK-beräkning EXEMPEL 13.9 Beräkning av EMK under icke-standard-tillstånd HÄR: Daniells element; [Zn(II)] = 0.10 M, [Cu(II)] = 0.001 M

13.10 Jonselektiva elektroder C/SE E FLS 3(3) pH-metern – en jonselektiv elektrod TÄNKBAR GALVANISK CELL: Pt(s) │ H2(g), H+(aq) ││ Hg2Cl2(s) │ Hg(l) ANODREAKTION: H2(g)  2 H+(aq) + 2e- Eo= 0 V KATODREAKTION: Hg2Cl2(s)+ 2e-  2 Hg+(aq) + 2 Cl-(aq) Eo = 0.27 V TOTALREAKTION: H2(g) + Hg2Cl2(s)  2 H+(aq) + Hg(l) + 2 Cl-(aq) Eo = 0.27 V [H+]2[Cl-] 2 pH2 E = Eo – (RT/nF) lnQ n = 2 , Q = = [H+]2[Cl-] 2 EMK = A + (0.0592)  pH Användning av mättad KCl(aq) för kontroll av [Cl-] ger stabil katodreaktion   anodreaktionen (öppen) kan användas som mätcell

I dagens pH elektroder bubblar ingen H2 MEN! Kalomel-elektroden finns kvar TÄNKBAR KONSTRUKTION: Pt(s) │ Provlösning med H+(aq) ││ Hg2Cl2(s) │ Hg(l), Pt(s) ANVÄNDNINGSRUTIN: 1. Uppmätt EMK kalibreras mot pH (helst 2 punkter) 2. Okänd EMK mäts EMK 1 PROBLEM: Inte bara H+ påverkar EMK EMKprov EMK 2 pH 2 pHprov pH 1

13.11-13 ELEKTROLYS FRÅGA: Vad är elektrolys? SVAR: Ett sätt att driva en reaktion i icke spontan riktning m.hj.a. elektrisk ström ANVÄNDNINGSOMRÅDE: Framställning av många metaller! T.ex. Na, Mg, Al men även Cl2(g) Na-användning: Kemisk industri –reagens Gatuljus - brandgula Cl2-användning: Kemisk industri –reagens Blekmedel Desinfektion Mg-användning: Legeringar med Al lätta – sega magn(e/a)lium

EJ SPONTAN! MINST denna spänning behövs! Celltyper TVÅ KOMMERISELLT ANVÄNDA TYPER AV CELLER VATTENLÖSNING Utformning: ”vanlig” cell! Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Sönderdelning av vatten 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g) Eo(H+/H2) = 0 V Eo(O2/H2O, pH 7) = 1.23 V Eo(totalreaktion): -1.23 V EJ SPONTAN! MINST denna spänning behövs! SMÄLTA Utformning: avancerad! Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Dow-cellen (Na, Mg) 2 MgCl2(l)  2 Mg(l) + 2 Cl2(g) Eo(Mg(II)/Mg) = -2.36 V Eo(Cl2/Cl-) = 1.36 Eo(totalreaktion) = - 3.72 V EJ SPONTAN! Minst 3.72 V behövs

Utvinns ur bauxit – huvudkomponent Al2O3(s) tm = ca 2000 oC Aluminiumproduktion Al: Utvinns ur bauxit – huvudkomponent Al2O3(s) tm = ca 2000 oC PROCESS: elektrolys i smälta tillsats: CaF2(s) eller kryolit (Na3AlF6)  tm (blandsmälta) = ca 950 oC Al(l) tappas ut KÄLLA: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/ commons/2/24/Hall-heroult-kk-2008-12-31.png

Villkor för produktion Uppskattning av behov map pålagd spänning: KATODREAKTION: Al3+ + 3 e-  Al(s) Eo = -1.66 V ANODREAKTION: C (s)  C4+ + 4 e- Eo = X V (ej listad, ej spontan) Bireaktion vid C-anod: C4+ + 2 O2-  CO2 (g) G = Y kJmol-1 (ej listad) SLUTSATS: minst 1.66 V behövs  SANNOLIKT MYCKET MER! OBS! En pålagd spänning om 1.66 V reducerar ut de flesta metaller!!! EXEMPEL Eo(Pb(II)/Pb) = - 0.13 V Eo(Ni(II)/Ni) = - 0.23 V Eo(Cd(II)/Cd) = - 0.40 V Eo(Cr(II)/Cr) = - 0.91 V Rödslam: Långsiktiga, ”låghalts-” miljöproblem  Mer om Al-framställning att läsa i: BE Welch, JOM, 51 (5) (1999), pp. 24–28.

Hur mycket ström går det åt? Se även EXEMPEL 13.12 SAMBAND: Laddningsmängd = (antal mol e- )  (laddning/mol e-) Q = n  F F = 96 485 Cmol-1 Q = I  t I = strömstyrka(A), t = tid (s) FRÅGA: Vilken strömstyrka behövs om man vill producera 1 ton aluminium under ett dygn? 1 ton aluminium = 1  103 kg = 1  103  103 g = 106 g Mw(Al) = 27 g/mol  106 g motsvarar 37  103 mol Al Behov e- : 3  37  103 = 111  103 mol (n) Behov laddning (Q) = 111  103  96485 = 1.07  1010 Tidsrymd: 24 h dvs 24  60  60 s = 86.4  103 s Strömstyrka: I = Q / t HÄR: I = 1.07  1010 / 86.4  103 = 124 kA BEHOV: Billig el!!

Varför använda smälta salter? C/SE – Energikrävande + Ger rätt produkt! EXEMPEL 13.11 Elektrolys av ”saltat” vatten... (med NaI) SE/allt blir inte som man tänkt sig (med NaCl) 

13.12 Elektrolysprodukter Produktbildning kräver elektroner i mängder dvs ELEKTRISK STRÖM ETT EXEMPEL: Cu2+ + 2 e-  Cu(s) FRÅGA: Vi ”tillsätter” 4 mol elektroner – hur mycket ström behövs? SVAR: Det beror på hur snabbt vi vill har fram produkten – ju lägre strömstyrka desto längre tid tar det! Stökiometri som vanligt

Hur mycket produceras vid given strömstyrka? EXEMPEL 13.13 Beräkna tiden det tar att producera 25 g Cu(s) ur 1.00 M CuSO4(aq) om strömstyrkan är 3.00 A. COPPER PLATING KIT NEW BRIGHT ACID FORMULA KÄLLA: http://www.caswelleurope.co.uk/copplati.htm You will need to supply: - 542mls of battery acid per 4.5 litres of plating bath. - Copper Pipe for tank bar - Copper Wire to hang items - Small amount of electrical wire to make connections - Power Supply (6 or 12 volt battery)

13.13 Användningsområden summering  Framställning av metaller  Framställning av halogener Fås ofta som biprodukt vid metallframställning  Elektroplätering; förkromning, förgyllning etc

13.14 Korrosion ett pH-beroende fenomen Eo Korrosion = oönskad oxidation av metall FRÅGA: Vad händer med Fe(s) i vatten? REDOXREAKTIONER Eo(V) Fe(II) + 2e-  Fe(s) - 0.44 Fe(III) + e-  Fe(II) + 0.77 O2 + 4 H+ + 4e-  2 H2O +1.23 O2 + 2 H2O + 4e-  4 OH- + 0.40 2 H2O + 2e-  H2 + 2 OH- - 0.83 VIKTIGARE SLUTSATSER: - Fe(II) bildas ej i rent vatten; O2 krävs för oxidation - Fe(III) bildas bara i sur miljö – H+ förbrukas  rost deponeras i utkanten av vattendroppe! O2/H2O H+ Fe(III)/Fe(II) O2/H2O OH- Fe(II)/Fe(s) H2O/H2

Hur skyddar man från korrosion? Eo TAKTIK: Använd offeranod dvs tillsätt halvcell som ger strörre drivkraft tex Zn(II)/Zn Eo = -0 76 V O2/H2O H+ 1.23 Fe(III)/Fe(II) O2/H2O OH- -0.44 Fe(II)/Fe(s) -0.76 Zn(II)/Zn(s) H2O/H2

13.15 Celler i bruk 3 exempel BRUNSTENSBATTERI (drycell) – vanliga batteri (1.5 V) BLYACCUMULATOR – i bilar (2 V - seriekopplade) Nicad - NiCd – i datorer, kameror, mobiltelefoner (1.25V) Se även TABELL 13.2 Beskrivning av cellerna på tavlan! NiCd - uppladdningsbara Olika typer av torrbatterier