Elevøvelse #8: Halveringstid med terningkast

Elevøvelse: Halveringstid med terningkast

Mari Stavrum, 3MKA

Utstyr:

• 20 ordinære terninger

Dette forsøket demonstrerer halveringstiden til radioaktive stoffer. Terninger simulerer stoffene, og hver gang vi slår en sekser på en av terningene er det ensbetydende med at et atom spaltes.

Halveringstid er begrepet for den tiden som går før halvparten av et radioaktivt stoff sine atomkjerner er omdannet til andre atomkjerner. Halveringstiden varierer veldig fra stoff til stoff. For noen stoffer kan det være under et sekund, men for andre kan det være flere milliarder år (eks: uran-238: 4,5 milliarder år).  Atomkjernene forandres når atomkjernene spaltes og sender ut heliumkjerner i form av alfastråling eller elektroner i form av betastråling.

Vi startet med å kaste alle tjue terningene og legge til sides alle sekserene. Deretter kastet vi de gjenværende terningene, og gjentok dette til vi hadde trillet terningene 10 ganger, eller til alle 20 viste seks. Denne prosedyren gjentok vi i fem serier. Dette blir det samme som å kaste hundre terninger i én serie. I tabellen under har vi notert hvor mange ikke-seksere vi har igjen på terningene etter hvert kast.

Over ser du en grafisk fremstilling av resultatene vi fikk. Hvis vi leser av denne grafen og tenker oss at terningene ble kastet én gang i minuttet, så er terningenes halveringstid ca fem minutter. Akkurat som med terningkast så handler halveringstid om sannsynlighet. Noen radioaktive atomkjerner er det stor sannsynlighet for at de blir spaltet, og da er halveringstiden kort. Er det derimot liten sannsynlighet for at de blir spaltet, og da er halveringstiden lang. På samme måte regner man i sannsynlighet når man skal ’gjette’ eller forutse om man kan få seksere på terningen. 

Elevøvelse #6: Metallenes Spenningsrekke

Elevøvelse: Metallenes spenningsrekke, 06/12-12

Mari Stavrum, 3MKA

Utstyr:

• Glassbeger
• Kobbertråd + kobbermynt
• Sølvnitrat

I dette forsøket skal vi se hvordan metallenes spenningsrekke forteller oss hvor stor spenning det blir mellom de forskjellige metallene når de reagerer. Jo lengre fra hverandre de står i rekka, desto større er spenningen. Dette er smart å vite for eksempel når vi skal lage et batteri og må velge to metaller som skal være den positive og den negative polen. Et metall sin plassering på spenningsrekka sier noe om hvor lett den har for å gi fra seg eller ta opp elektroner. Høyt oppe i spenningsrekka finner vi de metallene som gir fra seg elektroner veldig lett.

Det første vi gjorde var å fylle et begerglass med sølvnitrat. Deretter laget vi en figur (et juletre) av kobbertråd, og puttet den i glasset sammen med kobbermynten. Slik måtte det stå i ro i noen minutter mens vi observerte det som skjedde sakte men sikkert i glasset. Det vi så var at det la seg et svart belegg rundt kobbertråden. Vi ventet litt til og så at belegget ble tykkere og mer sølvgrått. I tillegg ble væsken i begeret grønnaktig.

Sølv (Ag) ligger under kobber (Cu) i spenningsrekka, derfor er det kobber som her blir oksidert, mens sølv blir redusert. Det skjer en redoksreaksjon i glasset. Sølvnitratet inneholder sølvioner (Ag⁺). Et kobberatom i kobbertråden frigjør to elektroner som blir tatt opp av to forskjellige sølvioner. Sølvnitratet (aq) blir da til fast sølv (s) på kobberet. Kobberatomene (s) vil bli til kobberioner (aq) som beveger seg fritt ut i væsken. Det er dette som er den grønnlige fargen vi fikk på væsken i begeret.

Ligningen ser da slik ut:

2 Ag⁺+ Cu → 2 Ag + Cu²⁺

Spenningsrekkas funksjoner kom godt frem i dette forsøket. Hadde man puttet sølvtråd i en kobberløsning ville ikke mye ha skjedd, fordi sølv er under kobber i spenningsrekka og gir ikke fra seg elektroner så lett. 

Elevøvelse #6: Sitronbatteri

Elevøvelse: Sitronbatteri, 06/12-12

Mari Stavrum, 3MKA

Utstyr:

• Sitron
• Sinkelektrode
• Kobberelektrode sink oksidert kobber redusert
• Multimeter

Dette forsøket gikk ut på å lage et enkelt batteri kun av en sitron og to metaller. Et batteri trenger to ulike metaller som skal fungere som poler og en elektrolytt – altså en væske som kan lede strøm. Her brukte vi en sinkelektrode og en kobberelektrode som poler, og en sitron som elektrolytt. Før vi stakk elektrodene ned i sitronene passet vi på å kna og massere den litt, slik at det skulle være tilstrekkelig med fritt flytende sitronsyre inne i sitronen.

Et slikt sitronbatteri fungerer på samme måte som et galvanisk element. Strømmen oppstår ved redoksreaksjoner mellom stoffene i batteriet, og elektronene går gjennom en ytre krets i stedet for direkte mellom stoffene. Slik omgjøres det  fra kjemisk energi til elektrisk energi. Det er denne omgjørelsen som definerer dette batteriet som en galvanisk celle.

Redoksreaksjonene her gjør at sinkelektroden blir oksidert og kobberelektroden blir redusert. Dette kan forklares ut ifra spenningsrekken som viser en gradvis overgang mellom edle og uedle metaller. Tar man en titt på metallenes spenningsrekke kan man se at kobber er edlere enn sink, og derfor vil sink lettere gi fra seg elektroner til kobber, og ikke omvendt.

Etter at vi hadde satt sammen sitronbatteriet koblet vi til et multimeter som kan måle hvor mye strøm sitronbatteriet avgir.

I følge voltmeteret ga ikke vårt sitronbatteri fra seg spenning. Det kan være at vi ikke hadde klemt sitronen godt nok, slik at vi ikke fikk nok elektrolytt. Men vi så fra de andre elevenes resultater at et sitronbatteri kan avgi strøm, men ikke veldig effektivt. 

Elevøvelse #5: Galvanisk celle/Daniellcelle

Elevøvelse: Galvanisk celle, 06/12-12

Mari Stavrum, 3MKA

Utstyr:

• To glassbegre
• Sinkstang (negativ pol - anode)
• Kobberstang (positiv pol - katode)
• En saltbro (kaffefilter dyppet i sølvnitrat - Na₂SO₄)
• Sinkløsning (ZnSO₄)
• Kobberløsning (CuSO₄)
• Et voltmeter

Ved å lage en galvanisk celle fikk vi muligheten til å se og bruke redoksreaksjoner i batterier i praksis og å omforme kjemisk energi til elektrisk energi.

Det første vi gjorde var å fylle de to begrene med hver sin løsning – den ene med sinkløsning og den andre med kobberløsning.  Deretter satt vi sinkstangen i glasset med sinkløsningen, og kobberstangen i glasset med kobberløsningen. Videre dyppet vi et kaffefilter i sølvnitrat og la en ende i hvert beger, slik at det fungerte som en saltbro mellom de to løsningene. Til slutt koblet vi til et voltmeter mellom de to polene som skulle måle den elektriske spenningen.

Kobberstangen i kobberløsningen og sinkstangen i sinkløsningen er to halvceller av det vi kaller en Daniellcelle. En Daniellcelle ble først laget av engelskmannen John Frederic Daniell. Saltbroen bidrar ved å lukke strømkretsen og lede strøm mellom halvcellene uten at løsningene blandes. Hvis man ser på metallenes spenningsrekke kan man se at sink er plassert over kobber i spenningsrekka. Det betyr at kobber er et mer edelt metall enn sink, og ikke har så lett for å gi fra seg elektroner. Fra dette kan man si at sinkelektroden er den negative polen og kobberelektroden er den positive polen.

Når vi kobler til voltmeteret mellom de to elektrodene, så fungerer den som en ytre krets. Ved sinkelektroden frigjøres det ioner (Zn²⁺). De to overflødige frie elektronene går da igjennom den ytre strømkretsen, over til kobberløsningen, hvor de blir tatt opp av kobberionene som ønsker å oppfylle åttetallsregelen. Løsningen reduseres og omgjøres da til rent metallisk kobber og fester seg til kobberelektroden. Den kjemiske ligningene for en slik reaksjon i daniellcellen er:

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^- (elektroner frigjøres i sinkhalvcellen)

Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s) (elektroner tas opp I kobberhalvcellen)

Sett i sammenheng kan hele redoksreaksjonen skrives med denne ligningen:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Ladningsforskjellen i de to halvcellene vil etter hvert bli veldig forskjellen. Saltbroen er der for å utjevne denne ladningsforskjellen ved å avgi ioner.

Daniellcellen er et oppladbart batteri. Det utlades når det går tomt for sink- og kobberioner og reaksjonene stopper opp. For å lade det opp kobler vi en likespenningskilde til de to polene i batteriet. Denne likespenningskilden må ha større spenning enn cellens elektromotoriske spenning på 1,1 V (dens maksimale potensiale).  Da setter man i gang en prosess som kalles elektrolyse, som reverserer utladningsprosessen. I elektrolysen gir kobber fra seg elektroner (oksidasjon) som pumpes fra den positive polen (Cu-stangen) til den negative polen (Zn-stangen), hvor de blir tatt opp av sinkionene (reduksjon).

Vi slet veldig med å få uttellende spennings på voltmeteret, men etter hvert kom det. Det kan ha hatt noe å gjøre med at vi ikke klarte å holde voltmeteret stille. Til slutt fikk vi 1,12 (bildet er speilvendt!).