Seminar 4 - Universität zu Köln

4. Seminar zum 

Quantitativen Anorganischen Praktikum 

WS 2013/14 

Teil des Moduls MN-C-AlC 

S. Sahler, M. Wolberg 

27.01.14 

Universität zu Köln

Redox-Titration 

Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder 

reduzierenden Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion) 

Häufige Methoden: 

•Bromatometrie 

•Manganometrie 

•Cerimetrie 

•Iodometrie 

•Kaliumdichromat-Methode 


Praktikum: Aufgabe 12 

Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann 

Vor dem Versuch 

• Ansetzen einer 0,1 N KMnO 4 -Maßlösung (Aufgabe 9 (I)) 

Aufbewahrung in brauner Flasche 

Versuchsdurchführung 

• Lösen des erhaltenen Feststoffes in einem 100 ml-Meßkolben 

• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe 

• Redoxtitration der Analyse mit KMnO 4 -Maßlösung 

Jeweils 2 ml verdünnte Salzsäure und 

10 ml Reinhardt-Zimmermann-Lösung (steht aus) zugeben 

• Dreimalige Versuchsdurchführung 


Praktikum: Aufgabe 9 (I) 

Ansetzen der 0,1 N KMnO 4 -Maßlösung 

• 0,1 N KMnO 4 = 0,02 M KMnO 4 (im Sauren Redoxäqivalent: 1/5 KMnO 4 ) 

• Spuren von Staubteilchen und anderen organischen Verunreinigungen führen zur Bildung 

von Braunstein (MnO 2 ) Abkochen und Filtrieren über Glasfiltertiegel 

• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren 

Einstellen der Maßlösung durch Titration von Natriumoxalat 

Reaktion im Sauren: 2 MnO 4- + 5 C 2 O 4 

2- 

+ 16 H + 2 Mn 2+ + 10 CO 2 + 8 H 2 O 

• Na 2 C 2 O 4 im Trockenschrank (ca. 220°C) trocknen 

• Getrocknetes Na 2 C 2 O 4 auf Analysenwaage abwiegen 

• Probe ansäuern (je 5 ml verd. H 2 SO 4 ) 

• In der Hitze (ca. 80°C) titrieren Endpunkt: Rosafärbung durch MnO 4- bleibt kurzzeitig bestehen 



Redoxtitration 

Redoxreaktion: 

Am Äquivalenzpunkt gilt: 1 n (Fe 2+ ) = 5 n (MnO 4- ) 

5 Fe 2+ + 1 MnO 4- + 8 H + 5 Fe 3+ + 1 Mn 2+ + 4 H 2 O 

Hinweise 

• Die gelöste Probe muss sehr bald titriert werden 

Fe 2+ -Ionen werden in wässriger Lösung schnell oxidiert 

• Zugabe von Reinhardt-Zimmermann-Lösung verhindert die Oxidation von Chlorid- 

Ionen und erleichtert die Endpunkterkennung 

• Endpunkt: Die Rosafärbung durch überschüssiges MnO 4- bleibt kurzzeitig bestehen 



Auswertung 

Redoxreaktion: 

Am Äquivalenzpunkt gilt: 1 n (Fe 2+ ) = 5 n (MnO 4- ) 

5 Fe 2+ + 1 MnO 4- + 8 H + 5 Fe 3+ + 1 Mn 2+ + 4 H 2 O 

• Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch 

n(gesucht) 

= 5 •0,02 mol / L 

• V 

Verbrauch 

• t 

s. Stöchiometrie Äquivalenzpunkt 

Normalität (0,1 N) 

• Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse 

m = n • M • 4 

Umrechnungsfaktor 

gesamte Analyse! 


Redoxtitration „die Zweite“ 

Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder reduzierenden 

Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion). 

Häufige Methoden: 

Bromatometrie 

Manganometrie 

Cerimetrie 

Iodometrie 

Kaliumdichromat-Methode 



Iodometrische Bestimmung von Kupfer 


• Ansetzen einer 0,1 N Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung (Aufgabe 9 (II)) 

erst nach 1-2 Wochen titerbeständig 

• Ansetzen einer Stärkelösung 



• Redoxtitration der Analyse mit Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung 

Jeweils 1 ml verdünnte Schwefelsäure und 3 g Kaliumiodid zugeben 

Zugabe von 2-3 ml Stärkelösung kurz vor dem Endpunkt zu dessen Indikation. 

• Dreimalige Versuchsdurchführung 


Praktikum: Aufgabe 9 (II) 

Ansetzen der 0,1 N (bzw. 0,1 M) Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung 

• Thiosulfatlösungen können durch Zugabe von wenig Na 2 CO 3 haltbar gemacht werden, 

sind jedoch erst nach etwa 1-2 Wochen titerbeständig. 

• keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren 

,,Indirektes” Einstellen der Maßlösung durch Titration von Kaliumiodat-Lösung 

IO 3- + 5 I - + 6 H + 3 I 2 + 3 H 2 O 6 S 2 O 3 

2- 

+ 3 I 2 3 S 4 O 6 

2- 

+ 6 I - 

• Titerbestimmung erst am Tag der iodometrischen Titration von Kupfer (Aufgabe 13)! 

• ca. 250 mg KIO 3 (notieren!) auf 100 ml auffüllen und hiervon drei Proben a 25 ml entnehmen 

• Die auf ca.100 ml verdünnten Proben mit verd. H 2 SO 4 ansäuern und ca. 3 g KI (Laborwaage) 

beifügen 

• Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben 



Ansetzen einer Stärkelösung 

Ca. 0,5 g lösliche Stärke werden mit wenig kaltem Wasser in einer Reibschale solange 

verrieben, bis ein ,,Brei” gleichmäßiger Konsistenz entsteht. Diesen ,,Brei” gibt man zu ca. 

100 ml siedendem Wasser und kocht einige Minuten weiter. Nach Abkühlen dekantiert oder 

filtriert man die klare Lösung ab. 

Iodlösungen aus Iod und Kaliumiodid: 

• komplexes Triiodidion I 3- (tiefbraun) 

• auch bei starker Verdünnung noch gelb gefärbt 

Zusatz von Stärkelösung als Indikator (Amylose) 

• Iod-Stärke Reaktion (tiefblaue Einschlussverbindung) 

• Iodkonzentrationen von 10 -5 mol/L erkennbar 



Redoxtitration 

Redoxreaktionen: 2Cu 2+ + 4 I - 2 CuI + I 2 n (Cu 2+ ) = 2 n (I 2 ) 

Am Äquivalenzpunkt gilt: n (Cu 2+ ) = n (S 2 O 3 

2- 

) 

I 2 + 2 S 2 O 3 

2- 

2 I - + S 4 O 6 

2- 

n (S 2 O 3 

2- 

) = 2 n (I 2 ) 

Hinweise 

• Ein großer Überschuss an KI (ca. 3 g) ist notwendig um eine vollständige Umsetzung zu 

CuI und I 2 zu gewährleisten. 

• Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben. 

Der Endpunkt ist erreicht, wenn die blaue Färbung des Iod-Stärke-Komplexes 

vollständig verschwunden ist. 

Achtung: Beim längeren Stehenlassen färbt sich die Lösung infolge einer Oxidation 

durch Luftsauerstoff wieder blau. 



Auswertung 

a) Verbrauchsmittelwert berechnen 

Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft 

b) Angabe der gesamten Masse von Cu 2+ in der Probe 


n(gesucht) 

= c 

soll 

• V 

Verbrauch 

• t 

Am ÄP: n (Cu 2+ ) = n (S 2 O 3 

2- 

) 


m = n • M • 4 




A10: Chloridbestimmung nach Mohr 


• Ansetzen einer 0,1 N AgNO 3 -Maßlösung (Aufgabe 8(I)) 

Aufbewahrung in Braunglasflasche 

• Ansetzen einer 5%igen K 2 CrO 4 -Indikatorlösung 



• Titration der Probe mit AgNO 3 -Maßlösung 

Jeweils 2 ml der Indikatorlösung pro Versuchsdurchlauf 

Dreimalige Versuchsdurchführung! 

Übertitrieren nach 1. Versuchsdurchführung wichtig! 

Trübung der gelblichen Analysenlösung durch gefälltes AgCl: Nach Endpunkt rot-braun! 


A8 (I): Ansetzen der 0,1 N AgNO 3 -Maßlösung 

Da AgNO 3 eine Urtitersubstanz ist: 

0,1 N (AgNO 3 ) = 0,1 M (AgNO 3 ) 

c(AgNO 3 ) = 0,1 mol * L -1 

M(AgNO 3 ) = 169,873 g mol -1 

n = c · V 

m = n · M 

m(AgNO 3 ) = n(AgNO 3 ) * M(AgNO 3 ) 

n(AgNO 3 ) = c(AgNO 3 ) * V(AgNO 3 ) 

m(AgNO 3 ) = 0,1 mol * L -1 * 0,25 L * 169,873 g mol -1 ≈ 4.25 g 

Die Reinheit des ausstehenden AgNO 3 muss berücksichtigt werden! 

Bestimmung des Titers nach: 

m 

t = 

m 

ist 

soll 



Auswertung 

• Verbrauchsmittelwert berechnen 

stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft 

• Angabe der gesamten Masse von Cl - in der Probe 

Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch 

n = c * t * 

soll 

V Verbrauch 

Umrechnung der Stoffmenge in die Masse: 

m = n*M *4 





K L 

K L 

( AgCl) 

= 2*10 

( Ag 

−10 

mol 

2 

L 

−12 

2CrO4) 

= 4* 10 

2 

mol 

3 

L 

3 

M ( K CrO4) 

194, 19 

2 

= 

g 

mol 


Ionenaustauscher

Ionenaustauscher allgemein 


Ionenaustauscher 

Bestimmung nach Ionenaustausch 

• Kationen werden mit Hilfe eines Kationenaustauschers 

gegen H 3 O + -Ionen ausgetauscht, welche anschließend 

mit NaOH titriert werden. 

R(SO 3- ) n (H + ) n + nM + R(SO 3- ) n (M + ) n + nH + 

• Anionen werden mit Hilfe eines Anionenaustauschers 

gegen OH - -Ionen ausgetauscht, welche anschließend mit 

H 2 SO 4 titriert werden. 

R(NR‘ 3+ ) n (OH - ) n + nA - R(NR‘ 3+ ) n (A - ) n + nOH - 



Beispiel eines Kationenaustauschers (H + -Form) 

• Polymeres Harzgerüst 

• Endständige anionische Gruppen 

• Kationen ionogen gebunden 

sonst kein Austausch möglich 



Beispiel eines Anionenaustauschers (Cl - -Form) 

CH 3 

Cl N + CH 3 

H 2 

C CH 3 

CH 3 

Cl 

N + CH 3 

H 2 

C CH 3 

C C C C H C C C 

H 2 

H H2 H2 H H2 

• Polymeres Harzgerüst 

• Endständige kationische Gruppen 

• Anionen ionogen gebunden 

sonst kein Austausch möglich 

C H 2 

C 

H 

H 2 

C 

C 

H 2 

CH 

HC 

C 

H2 



Natriumbestimmung nach Kationenaustausch 

Vor dem Versuch: Regeneration der Säule 

• 500 ml 3 M (sh. Skript) Salzsäure innerhalb von 15 bis 30 Minuten durch die 

Säule laufen lassen 

• VE-Wasser durchlaufen lassen bis pH-Wert des zugegebem VE-Wasser dem 

durchgelaufenen entspricht 


• Aufbringen von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe auf die Säule 

• Mit einer Durchlaufgeschwindigkeit von 5-10 ml/min durchlaufen lassen und 

mit VE-Wasser nachspülen bis pH-Wert des zugegebem VE-Wasser dem 

durchgelaufenen entspricht, Flüssigkeitsspiegel immer auf Harzoberfläche 

absinken lassen 

• Titration mit eigener 0,1 NaOH-Lösung mit Methylrot als Säure-Base- 

Indikator (Farbumschlag: rot/gelb) 

Dreimalige Versuchsdurchführung! 



Auswertung 

a) Verbrauchsmittelwert berechnen 

Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft 

b) Angabe der gesamten Masse von Na + in der Probe 


n(gesucht) 

= c 

soll 

• V 

Verbrauch 

• t 


m = n • M • 4 




Seminar zum 

Quantitativen Anorganischen Praktikum 

WS 2013/14 

Teil des Moduls MN-C-AlC 

S. Sahler 

M.Wolberg 


Inhalt 

Mittwoch, 08.01.2014, 

• Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse 

• Glasgeräte und Zusatzausrüstung 

• Herstellung von (Maß)lösungen 

Montag, 13.01.2014, 8-10 Uhr, HS III 

• Gravimetrie: A5/A6 


• Titrimetrie I: A10,A2 


• Titrimetrie II: A3/A11/A12/A13 


• Physikalische Methoden A4/A7 


Physikalische Methoden 

- Optische Methoden (A4) 

- Elektroanalyse (A7) 


Optische Methoden A4 

Bsp. Messung der Farbintensität von Lösungen 

Photometrie 

• Messung mit Hilfe eines Photometers 

• z. B. Messung der Lichtintensität 

 

Absorption (Extinktion) einer Lösung abhängig von 

• stofflicher Zusammensetzung 

• Konzentration 

Ziel ist die Bestimmung der Konzentration einer Lösung durch Lichtmessungen 

3 


Optische Methoden 

Erläuterung zur Photometrie 

Absorption („optische Dichte“) 

A = lg 

1 

T 

= lg 

I0 

I 

• I 0 bzw. I = Lichtintensität vor bzw. nach dem Probendurchgang 

• d = Schichtdicke 

• c = Konzentration der Probe 

• T = Durchlässigkeit (Transmission) = I/I 0 

4 


Optische Methoden 

Herleitung des Lambert-Beer‘schen Gesetzes 

A = log 

I 

I 

1 

= log = a • d 

T 

0 Bouguer-Lambert 

a = ε •c 

Beer‘sches Gesetz 

Johann Heinrich Lambert 

A = dekadische Absorption (früher Extinktion E) 

a = linearer dekadischer Absorptionskoeffizient 

T = Transmission 

ε = molarer dekadischer Absorptionskoeffizient 

I0 

A = log = ε • c • d 

I 

Lambert-Beer‘sches Gesetz 

5 



Photometrische Eisenbestimmung 

Aufnahme der Kalibrierkurve 

• Messung der Extinktion von acht Lösungen mit bekanntem Eisengehalt bei 500 nm. 

Ansetzen der einzelnen Lösungen 

• Entnahme von jeweils 10 mL der 30%igen KSCN-Lösung und entsprechender Menge 

an Fe-Vergleichslösung in 50 mL Kolben. 

• Probe mit dest. Wasser auf 50 mL verdünnen, schütteln und 10 - 20 min stehen lassen 

Nach 10 – 20 min Extinktion messen 

Achtung 

• Extinktion der Lösung ist von der Zeit abhängig! Wartezeiten zwischen Zugabe der 

Lösungen und der Messung muss bei allen Probeen gleich sein! 

6 



Zeichnen der Kalibrierkurve 

x-Achse: 

y-Achse: 

Verbrauch Fe-Vergleichslösung 

Extinktion 


•Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe in 50 mL Kolben 

•Zugabe von 10 mL der 30%igen KSCN-Lösung 

•Probe mit dest. Wasser auf 50 mL verdünnen, schütteln und 10 - 20 min stehen lassen 

Auswertung 

Nach 10 – 20 min Extinktion messen 

•Gemessene Extinktion in Kalibrierkurve eintragen und Eisengehalt ablesen 

m = F • V 

• 4 

7 


Elektrochemie 

Elektromotorische Kraft 

Batterien / Akkumulatoren 

Galvanische Zellen & Elektrolyse 

8 


Elektrochemie 

Redoxreaktion 

Reduktion 

Oxidation 

Elektronenaufnahme 

Elektronenabgabe 

Oxidation und Reduktion immer gekoppelt! 

Redoxpaar 1 Red 1 Ox 1 + e - 

Redoxpaar 2 Red 2 Ox 2 + e - 

Redoxreaktion Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 

Elektronenfluss! 

9 


Elektrochemie 

Bsp. einer Redoxreaktion 

• Metallisches Cu scheidet sich auf Zn-Stab ab 

• Zn löst sich unter Bildung von Zn 2+ -Ionen 

Zn 

Cu 

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 

 

Redoxreaktion kann in einem galvanischen 

Element ablaufen (z.B. Daniell-Element) 

Zn 2+ 

Cu 2+ 

Cu 2+ -Lösung 

10 


Elektrochemie 

Das Daniell-Element 

• Redoxpaare Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ gekoppelt 

• Reaktionsräume durch Diaphragma getrennt 

Redoxpaar 1 (Halbelement 1): 

Zn Zn 2+ + 2 e - (Anode: Oxidation) 

Redoxpaar 2 (Halbelement 2) 

Cu 2+ + 2 e - 

Cu (Kathode: Reduktion) 

Gesamtreaktion 

Zn + Cu 2+ 

Zn 2+ + Cu 

Elektronenfluss: 

ANODE KATHODE 

11 


Elektrochemie 

Das Daniell-Element 

• Zink leichter oxidierbar als Kupfer 

• Unterschiedliche Redoxpotentiale 

• Potentialdifferenz zwischen Elektroden 

Spannung: EMK 

(elektromotorische Kraft) 

Redoxpotentiale bestimmen Richtung des Stromflusses 

Galvanisches Element kann elektr. Arbeit leisten 

12 


Elektrochemie 

Die Nernst-Gleichung 

• Berechnung von Redoxpotentialen; E 0 = Standardpotential 

E = E 

0 

+ 

RT 

zF 

ln 

c 

c 

Ox 

Red 

R: Gaskonstante (8,314 J / K · mol); T: Temperatur (K) 

F: Faraday Konstante (96487 As / mol); z: Zahl umgesetzter Elektronen Walther Hermann Nernst 

Aus Einsetzen der Konstanten und der Umrechnung ln x =2,3026 lg x folgt für T = 298 K 

E = E 

0 

+ 

0,059 

z 

lg 

c 

c 

Ox 

Red 

Konzentrationen der 

oxidierten bzw. reduzierten Form 

13 


Elektrochemie 

Die Nernst-Gleichung 

• Konzentrationsabhängigkeit 

Konstante 

E = E 

0 

+ 

0,059 

z 

lg 

c 

c 

Ox 

Red 

Konzentrationsabhängiger Teil 

Bsp.: Redoxpotential des Systems Cu/Cu 2+ bei verschiedenen Konzentrationen; E 0 = +0,34 V 

0,059 

• c = 1 mol/L E = 0,34 V + lg1 lg 1 = 0 E = E 

2 

0 

• c = 0,2 mol/L 

E = 0 ,34V 

+ 

0,059 

2 

lg 0,2 

E = 0,34 V + (-0,02) = 0,32 V 

Redoxpotential wird kleiner 

14 


Elektrochemie 

Elektromotorische Kraft (EMK) Spannung eines galvanischen Elements 

• Berechnung der EMK eines galvanischen Elements mit der Nernst-Gleichung 

Bsp.: Daniell-Element 

E 

E 

= E 

0,059 

+ lg c 

2 

0 

Zn Zn 

2+ 

Zn 

= E 

0,059 

+ lg c 

2 

0 

Cu Cu 

2+ 

Cu 

;E 

;E 

0 

Zn 

0 

Cu 

= 

= 

- 0,76V 

+ 0,34V 

EMK berechnet sich aus der Differenz der Redoxpotentiale 

ΔE 

= 

E 

Cu 

- E 

Zn 

= 

E 

0 

Cu 

- E 

0 

Zn 

+ 

0,059 c 

lg 

2 c 

Cu 

Zn 

2+ 

2+ 

15 


Elektrochemie 

Standardwasserstoffelektrode 

• Potential eines einzelnen Redoxpaares kann experimentell nicht bestimmt werden 

• Exakt messbar: Gesamtspannung eines galvanischen Elements (Potentialdifferenz) 

Bezugssystem mit E 0 = 0 

H 2 + 2 H 2 O 2 H 3 O + + 2 e - 

Potential bei 298 K: 

E 

H 

= E 

0 

H 

0,059 

+ 

2 

a 

lg 

p 

2 

H 

3 

H 

O 

2 

+ 

Aktivität 

Partialdruck 

16 


Elektrochemie 

Bestimmung von Standardpotentialen: 

• Bestimmung des Standardpotentials vom Redoxsystem Cu/Cu 2+ 

0 

ΔE 

= - 0 = E + lg a 2+ 

E Cu 

Cu 

0,059 

2 

Cu 

E Cu0 = +0,34 V 

 

Standardpotentiale sind Relativwerte 

bezogen auf die Standardwasserstoffelektrode 

deren Standardpotential willkürlich null 

gesetzt wurde 

17 


Elektrochemie 

Elektrochemische Spannungsreihe 

• Standardpotentiale: Maß für Redoxverhalten eines Systems in wässriger Lösung 

Ordnung der Redoxsysteme nach der Größe ihrer Standardpotentiale: Spannungsreihe 

Red 1 Ox 1 Pot 1 

e - 

Potential wird größer 

Red 2 Ox 2 Pot 2 

Vorraussage „freiwilliger“ Redoxreaktionen möglich 

Reduzierte Form eines Redoxsystems gibt Elektronen nur an oxidierte Formen 

von Redoxsystemen ab, die in der Spannungsreihe darunter stehen. 

18 


Elektrochemie 

Standardelektrodenpotentiale 

• Spannungsreihe 

Unedle Metalle 

H 2 

-Standard 

Edle Metalle 

19 


Elektrochemie 

Elektrolyse 

• Galvanische Elemente: Ablauf „freiwilliger“ Prozesse 

• Elektrolyse: Ablauf nicht „freiwilliger“ Prozesse durch Zuführung elektrischer Arbeit 

Bsp.: Redoxprozess im Daniell-Element Zn + Cu 2+ 

freiwillig 

erzwungen 

Zn 2+ + Cu 

Zn Zn 2+ 

Galvanischer 

Prozess 

Cu 

2 e - Bei der Elektrolyse werden freiwillig 

2 e - 

Elektrolyse 

Cu 2+ 

ablaufende galvanische Prozesse umgekehrt 

20 


Elektrochemie 

Batterie 

• Anlegen einer Gleichspannung (Batterie) 

• Elektronen fließen von Stromquelle 

zur Zn-Elektrode und entladen Zn 2+ 

• Cu geht als Cu 2+ in Lösung; e - fließen 

zur Stromquelle 

Umkehrung des Daniell-Elementes e - e - Cu 2+ 

Zn 

Membran 

Cu 

Gesamtreaktion 

Zn 2+ + Cu Zn + Cu 2+ 

ZnSO 4 -Lösung 

Zn 2+ 

SO 4 

2- 

CuSO 4 -Lösung 

Halbelement 1 Halbelement 2 

21 


Elektrochemie 

Zn 

-0,76 V 

Zn 

Zn 

e - 

Elektronenstrom 

e - 


0 

1,10 V 

H 

Stromquelle 

ΔE >1,10 V 

Cu 

+0,34 V 

Cu 

Cu 

e - 


Galvanischer 

Prozess 

Lage der Standardpotentiale 

von Zn und Cu 

Elektrolyse 

22 


Elektrochemie 

Voraussetzungen für die Elektrolyse (Zersetzungsspannung) 

• angelegte Spannung muss mind. so groß sein wie die Spannung, die das galvanische Element liefert 

Stromstärke-Spannungs-Kurve 

Stromstärke 

• Zersetzungsspannung aus Differenz der 

Redoxpotentiale 

• meist etwas höhere Spannung erforderlich 

(Überwindung elektr. Widerstand der Zelle) 

• Überspannung: Zersetzungsspannung höher 

als Differenz der Elektrodenpotentiale 

Zersetzungsspannung 

Elektrolysespannung 

Zersetzungsspannung: 

Differenz der Redoxpotentiale 

+ Überspannung 

23 


Elektrochemie 

Überspannung 

Ursache: Kinetische Hemmung der Elektrodenreaktion; zusätzliche Spannung erforderlich 

• abhängig von Elektrodenmaterial, Oberflächenbeschaffenheit und Stromdichte an der 

Elektrodenfläche (häufig: Überspannung von H 2 , z.B. an Zn-, Pb- und Hg-Elektroden) 

Elektrolyse von Lösungen mit verschiedenen Ionensorten 

• mit wachsender Spannung scheiden sich 

Ionensorten nacheinander ab 

• An der Kathode werden zuerst die Kationen 

mit dem „positivsten“ Potential entladen 

• An der Anode werden zuerst die Ionen 

mit dem „negativesten“ Redoxpotential oxidiert 

Ausnahmen z. B. durch Überspannung 

24 



Gravimetrische Bestimmung von Kupfer 

Anode: 2 H 2 O O 2 + 4H + + 4e - 

Oxidation 

Kathode: Cu 2+ +2e - Cu 

Reduktion 





• Netzelektrode aus Platin wird durch Eintauchen in heiße konz. HNO 3 und anschl. Abspühlen 

mit VE-Wasser gereinigt. 

• Anschl. kurz in Ethanol tauchen und zur Vertreibung des Alkohols kurz in den 

Trockenschrank legen 

Platinelektroden dürfen nur am Haltegriff angefaßt werden 


• Entnahme von 25 mL der auf 100 mL aufgefüllten Probe in ein 150 mL Becherglas und 

auffüllen dieser Lösung auf 100 mL. Zugabe von 3 mL konz. H 2 SO 4 

• Erhitzen der Lösung bis zum Sieden 

25 




• Kontaktklemmen am Elektrolysestativ befestigen 

Netz: Kathode 

Spirale: Anode . 

• Das Becherglas wird mit zwei Uhrglashälften abgedeckt 

• Es wird bei 2 Volt elektrolysiert bis die Lösung farblos ist 

• Ohne Stromunterbrechung Uhrglashälften und oberen Rand des Becherglases mit 

Wasser abspritzen 

• Elektrolyse beendet wenn sich innerhalb von 15 min kein Kupfer mehr abscheidet 

Auswertung 

• Abgeschiedene Kupfermenge ergibt sich jeweils aus der Gewichtszunahme der 

Elektrode 

26

Seminar 4 - Universität zu Köln

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