Lernstraße Grundlagen der Elektrochemie - Chik.die-sinis.de
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Unterrichtsreihe<br />
Wenn <strong><strong>de</strong>r</strong> Strom nicht aus <strong><strong>de</strong>r</strong> Steckdose kommt...<br />
mobile Energiespeicher<br />
Lernstraße<br />
<strong>Grundlagen</strong> <strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>Elektrochemie</strong><br />
Materialien <strong><strong>de</strong>r</strong> Arbeitskreises „Chemie im Kontext“ im Kölner Mo<strong>de</strong>ll<br />
Version 1.4 (November 2006)<br />
www.chik.<strong>die</strong>-<strong>sinis</strong>.<strong>de</strong><br />
www.chik.<strong>de</strong><br />
www.koelnermo<strong>de</strong>ll.<strong>de</strong>
Diese Materialien wur<strong>de</strong>n vom Kölner ChiK-Set (Leitung: Manuela Raida und Martin Sina) in <strong>de</strong>n<br />
Jahren 2004 und 2005 entwickelt.<br />
Mitglie<strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>de</strong>s Kölner Sets:<br />
Birgit Feldmann<br />
Claudia Feldmann<br />
Thomas Fröhlich<br />
Evelyne Heumann<br />
Anne Hoerner<br />
Barbara Hölzel<br />
Dr. Jörg Klusemann<br />
Dr. Monika Mitschke<br />
Manuela Raida<br />
Martin Sina<br />
Dr. Markus Wasen<br />
Dr. Margarita Wilhelm<br />
Gymnasium Kreuzgasse, Köln<br />
Städtisches Gymnasium, Rheinbach<br />
Heinrich-Böll-Gesamtschule, Köln<br />
Anna-Freud-Schule, Köln<br />
Gymnasium Kreuzgasse, Köln<br />
Rhein-Sieg-Gymnasium, St. Augustin<br />
Albertus-Magnus-Gymnasium, Köln<br />
Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen<br />
Gesamtschule Kürten, Kürten<br />
Gymnasium am Turmhof, Mechernich<br />
Geschwister-Scholl-Gymnasium, Pulheim<br />
Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen
Inhaltsverzeichnis<br />
0 Theoretischer Vorspann ...........................................................................................2<br />
0.1 Begriffsklärungen .....................................................................................................2<br />
0.2 Aufbauten für elektrochemische Versuche .................................................................4<br />
1 Die Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle ...............................................................................7<br />
V 1.1 Die Redoxreihe..........................................................................................................7<br />
1.1 Info: Redoxreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle.....................................................................................9<br />
1.2 Info: Galvanische Zellen ...........................................................................................9<br />
V 1.2 Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle .....................................................................................11<br />
2 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I: Nichtmetalle .....................................................12<br />
V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen ........................................12<br />
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong>..........................................14<br />
V 3.1 Bestimmung <strong>de</strong>s Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle mithilfe <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong>..............................................................................14<br />
4 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe II: Ermittlung <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene....16<br />
V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle ......................16<br />
V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen .....................................................16<br />
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung............................................................................18<br />
5.1 Konzentrationsabhängigkeit <strong><strong>de</strong>r</strong> Potentiale...............................................................18<br />
V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle .............................................18<br />
5.2 Konzentrationszellen ..............................................................................................19<br />
V 5.2 Konzentrationszelle..................................................................................................19<br />
5.3 Konzentrationsketten..............................................................................................20<br />
V 5.3 Verdünnungsreihe ...................................................................................................20<br />
V 5.4 Konzentrationskette .................................................................................................20<br />
6 Historische und klassische Elemente .......................................................................21<br />
6.1 Volta-Element ........................................................................................................21<br />
6.2 Die Zitronenbatterie ...............................................................................................22<br />
7 Hilfen....................................................................................................................24<br />
7.1 Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I: Nichtmetalle ........24<br />
7.2 Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe II: Ermittlung <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene................................................................................24<br />
7.3 Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie ....................................25<br />
7.4 Lösungen - Antworten zu <strong>de</strong>n abgestuften Hilfen 7.3................................................26<br />
8 Lösungen ..............................................................................................................27<br />
9 Chemikalien und Materialien...................................................................................33<br />
9.1 Übersicht <strong><strong>de</strong>r</strong> benötigten Materialien .......................................................................33<br />
9.2 Übersicht über <strong>die</strong> benötigten Chemikalien ..............................................................34<br />
10 Hinweise für Lehrerkräfte.......................................................................................35<br />
10.1 Aufbauten für elektrochemische Versuche ...............................................................35<br />
10.2 Zitronenbatterie .....................................................................................................35<br />
10.3 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I: Nichtmetalle......................................................35<br />
10.4 Hilfekarten zu Kapitel 4 ..........................................................................................36<br />
11 Quellen .................................................................................................................40<br />
12 Anhang .................................................................................................................41<br />
1
2<br />
0 Theoretischer Vorspann<br />
0.1 Begriffsklärungen 1<br />
0.1.1 Strom<br />
Es fließt immer da ein Strom, wo Ladungen sich zielgerichtet bewegen, also in einem elektrischen<br />
Feld o<strong><strong>de</strong>r</strong> zum Ausgleich von Potentialdifferenzen. Eine griffige Kurz<strong>de</strong>finition für <strong>de</strong>n elektrischen<br />
Strom lautet „bewegte Ladung je Zeiteinheit“. In Metallen kommt <strong><strong>de</strong>r</strong> Stromfluss durch Elektronen-,<br />
in Lösungen durch Ionen-Bewegung zustan<strong>de</strong>.<br />
0.1.2 Spannung<br />
Größenzeichen: U<br />
Einheit: Volt V<br />
Potenzialdifferenz U = E/Q (Energie durch Ladung)<br />
Die Spannung entspricht <strong><strong>de</strong>r</strong> Arbeit, <strong>die</strong> man benötigt, um eine elektrische Ladung innerhalb eines<br />
elektrischen Fel<strong>de</strong>s von einem Punkt zu einem an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Punkt zu verschieben – <strong>die</strong> Spannung ist in<br />
<strong>die</strong>sem Fall <strong>die</strong> Potentialdifferenz zwischen bei<strong>de</strong>n Punkten.<br />
0.1.3 Stromstärke<br />
Größenzeichen: I<br />
Einheit: Ampère A<br />
Die elektrische Stromstärke gibt an, wie viel elektrische Ladung (Elektronen) in einer bestimmten<br />
Zeit transportiert wird. Das Formelzeichen I kommt von <strong><strong>de</strong>r</strong> "Intensität" <strong>de</strong>s Stroms.<br />
Definitionsgemäß beträgt <strong>die</strong> Stromstärke 1 A, wenn sich zwei unendlich lange Leiter, <strong>die</strong> von <strong>die</strong>ser<br />
Stromstärke durchflossen wer<strong>de</strong>n und parallel zueinan<strong><strong>de</strong>r</strong> in einem Meter Abstand verlaufen,<br />
mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Kraft von 2 · 10 -7 Newton anziehen. Ein elektrischer Strom hat <strong>die</strong> Stromstärke 1 A, wenn<br />
pro Sekun<strong>de</strong> etwa 6.000.000.000.000.000.000 (6 Trillionen) Elektronen durch <strong>de</strong>n Leiterquerschnitt<br />
fließen.<br />
Beispiele<br />
• Stromstärke I beim Zusammenziehen von Muskeln: 0,015 A<br />
• Tödlicher Stromstoß für Menschen: ca. 0,050 A = 50 mA (Diese Stromstärke wird aufgrund<br />
<strong>de</strong>s Innenwi<strong><strong>de</strong>r</strong>stan<strong>de</strong>s <strong>de</strong>s menschlichen Körpers erst ab bestimmten Spannungen erreicht,<br />
so dass gewöhnliche Batterien sowie elektrische Spannungen bis etwa 24 V in <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Regel harmlos sind.)<br />
• Strom beim Betrieb einer Taschenlampe: ca. 0,2 A = 200 mA<br />
• Strom einer Zimmerbeleuchtung: ca. 0,2 A bis 1 A (200 mA bis 1000 mA)<br />
• Strom zum Betrieb einer Elektrolokomotive: über 300 A<br />
• Strom in einem Blitz: ca. 100.000 A<br />
0.1.4 Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>stand<br />
Größenzeichen: R<br />
Einheit: Ohm Ω<br />
Der Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>stand ist als <strong><strong>de</strong>r</strong> Quotient aus Spannung (U) und Strom (I) <strong>de</strong>finiert. Wenn im Falle von<br />
Gleichspannung <strong>die</strong>ser Quotient unabhängig von <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannung und Zeit eine Konstante ist, so<br />
spricht man von einem ohmschen Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>stand. Das Formelzeichen R kommt von <strong>de</strong>m englischen<br />
Wort "Resistance". Bei Wechselspannung spielt zusätzlich <strong><strong>de</strong>r</strong> kapazitive bzw. <strong><strong>de</strong>r</strong> induktive Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>stand<br />
eine Rolle.<br />
1<br />
Vgl. http://www.muenster.org/uiw/in<strong>de</strong>x_i.htm (3.10.2004)<br />
Vgl. http://<strong>de</strong>.wikipedia.org/ (3.10.2004)
0 Theoretischer Vorspann 3<br />
0.1.5 Messung von Stromstärke und Spannung<br />
In <strong><strong>de</strong>r</strong> Regel wird heute im Schulunterricht mit digitalen Multimetern gearbeitet.<br />
Um eine Spannung zu ermitteln, wird das Multimeter parallel zur zu messen<strong>de</strong>n Spannung geschaltet.<br />
Es sollte bei Gleichspannungsmessungen, wie sie in <strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>Elektrochemie</strong> stets auftreten (warum?)<br />
auf <strong>die</strong> Polung geachtet wer<strong>de</strong>n. Bei Wechselspannungen spielt <strong>die</strong> Polung keine Rolle. Ist<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsbereich nicht bekannt, so wird mit <strong><strong>de</strong>r</strong> höchsten Spannung begonnen und <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Messbereich so lange niedriger gestellt, bis ein vernünftig abzulesen<strong><strong>de</strong>r</strong> Wert zu sehen ist. In <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
<strong>Elektrochemie</strong> hat man es typischerweise mit Spannungen von maximal 2 Volt zu tun.<br />
Bei Strömen muss das Multimeter in Reihe mit <strong>de</strong>m messen<strong>de</strong>n Objekt geschaltet wer<strong>de</strong>n. Auch<br />
hier muss bei Gleichströmen auf <strong>die</strong> Polarität geachtet wer<strong>de</strong>n. Hier wird wie<strong><strong>de</strong>r</strong>um mit <strong>de</strong>m größten<br />
einstellbaren Bereich begonnen. Bei beson<strong><strong>de</strong>r</strong>s hohen Strömen, haben <strong>die</strong> meisten Multimeter<br />
eine Extra-Messbuchse. Diese ist dann bei entsprechen<strong>de</strong>n Strömen zu benutzen. Es ist noch zu<br />
beachten, dass einige Geräte keine Wechselstrombereiche haben.<br />
Zur Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>standsmessung wird <strong><strong>de</strong>r</strong> zu messen<strong>de</strong> Wi<strong><strong>de</strong>r</strong>stand an <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Messleitungen angeschlossen.<br />
Es ist aber auf je<strong>de</strong>n Fall darauf zu achten, dass in <strong>die</strong>sem Messbereich keine Spannung<br />
am Messgerät angelegt wer<strong>de</strong>n darf. Dieses hätte unter Umstän<strong>de</strong>n <strong>die</strong> Zerstörung <strong>de</strong>s Multimeters<br />
zur Folge!<br />
0.1.6 Umgang mit Größen und Einheiten<br />
Zurzeit gültig ist das SI-System (Système International d´Unites). Alle an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Größen sind von<br />
<strong>die</strong>sen sieben Basisgrößen abgeleitet.<br />
Tabelle 0.1 SI-Größen und -Einheiten<br />
Basisgröße<br />
übliche Symbole<br />
Einheit<br />
Name<br />
Abkürzung<br />
Länge<br />
s, l , b, h, d<br />
das Meter m<br />
Masse m das Kilogramm kg<br />
Zeit t <strong>die</strong> Sekun<strong>de</strong> s<br />
elektrische Stromstärke I das Ampere A<br />
Temperatur (thermodynamische) T das Kelvin K<br />
Stoffmenge n das Mol mol<br />
Lichtstärke I v <strong>die</strong> Can<strong>de</strong>la cd<br />
Im Buchdruck müssen Symbole kursiv geschrieben wer<strong>de</strong>n, dagegen Abkürzungen für Einheiten in<br />
Normalschrift.<br />
Bei physikalischen Messwertangaben sind <strong>die</strong> Symbole <strong><strong>de</strong>r</strong> physikalischen Größen immer durch ein<br />
Gleichheitszeichen von <strong>de</strong>n Zahlenwerten und <strong>de</strong>n Abkürzungen <strong><strong>de</strong>r</strong> Einheiten getrennt, so dass es<br />
bei <strong>de</strong>n Buchstaben zu keiner Verwechslung <strong><strong>de</strong>r</strong> Be<strong>de</strong>utung kommen kann.<br />
In Tabellen ist es oft praktisch, wenn <strong>die</strong> Einheit in <strong><strong>de</strong>r</strong> Spalte mit <strong>de</strong>n Messwerten entfallen kann.<br />
Mathematisch korrekt wird hierzu <strong>die</strong> Größe durch <strong>die</strong> Einheit divi<strong>die</strong>rt. Im Buchdruck ist <strong>die</strong>s problemlos<br />
möglich, da durch <strong>die</strong> kursiven Größenzeichen keine Verwechslung möglich ist, handschriftlich<br />
kann man <strong>die</strong> Einheit, in <strong><strong>de</strong>r</strong> gemessen wird, in eckige Klammern setzen. Beispiel:<br />
Tabelle 0.2 Arbeiten mit Größenzeichen<br />
Größe Wert Gelesen<br />
gedruckt h/m 3<br />
„Höhe h gemessen in Metern: drei“<br />
handschriftlich h [m] 3
0 Theoretischer Vorspann 4<br />
0.2 Aufbauten für elektrochemische Versuche<br />
0.2.1 Elektrochemische Experimente mit <strong>de</strong>m U-Rohr<br />
Geräte<br />
Chemikalien<br />
U-Rohr mit Fritte<br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
Stativmaterial, Kabel, Krokodilklemmen<br />
Spannungsmessgerät<br />
Elektro<strong>de</strong>n aus unterschiedlichen Metallen,<br />
ggf. auch Platin- o<strong><strong>de</strong>r</strong> Kohleelektro<strong>de</strong>n<br />
Salzlösungen mit <strong>de</strong>finierter Konzentration<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> verwen<strong>de</strong>ten Metalle<br />
Durchführung • Bei<strong>de</strong> Schenkel <strong>de</strong>s U-Rohrs wer<strong>de</strong>n mit<br />
Metallsalzlösungen halb gefüllt.<br />
• Die passen<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n eventuell<br />
geschmirgelt, in <strong>die</strong> entsprechen<strong>de</strong>n<br />
Schenkel <strong>de</strong>s U-Rohrs gegeben und mit<br />
<strong>de</strong>n Kabeln an <strong>de</strong>n Spannungsmesser angeschlossen.<br />
Metall-1-<br />
Elektro<strong>de</strong><br />
Metall-1-<br />
Salzlösung<br />
Diaphragma (Fritte)<br />
Metall-2-<br />
Elektro<strong>de</strong><br />
Metall-2-<br />
Salzlösung<br />
0.2.2 Galvanische Zellen mit Bechergläsern<br />
Geräte<br />
Chemikalien<br />
2 Bechergläser<br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
Pasteur-Pipette<br />
Kabel, Krokodilklemmen, Spannungsmessgerät<br />
Elektrolytbrücke (mit 1 % Agar eingedickte KNO 3 -Lösung im gebogenen Glasrohr)<br />
Elektro<strong>de</strong>n aus unterschiedlichen Metallen, ggf. auch Platin- o<strong><strong>de</strong>r</strong> Kohleelektro<strong>de</strong>n<br />
Salzlösungen mit <strong>de</strong>finierter Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> oben verwen<strong>de</strong>ten Metalle<br />
Durchführung • Die bei<strong>de</strong>n Bechergläser wer<strong>de</strong>n<br />
nebeneinan<strong><strong>de</strong>r</strong> gestellt und mit<br />
<strong>de</strong>n gereinigten Elektro<strong>de</strong>n bestückt.<br />
• Die Elektro<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n nun mit<br />
Krokodilklemmen und Kabel an<br />
<strong>de</strong>n Spannungsmesser angeschlossen.<br />
• Je<strong>de</strong>s Becherglas wird mit <strong>de</strong>n<br />
passen<strong>de</strong>n Metallsalzlösungen<br />
halb gefüllt.<br />
• Bei<strong>de</strong> Bechergläser wer<strong>de</strong>n<br />
durch <strong>die</strong> Elektrolytbrücke miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
verbun<strong>de</strong>n.<br />
Metall-1-<br />
Elektro<strong>de</strong><br />
Metall-1-<br />
Salzlösung<br />
Messgerät<br />
Elektrolytbrücke<br />
Kaliumnitrat-Lösung<br />
Metall-2-<br />
Salzlösung<br />
Metall-2-<br />
Elektro<strong>de</strong>
0 Theoretischer Vorspann 5<br />
0.2.3 Spannungsmessungen in Petrischalen<br />
Mit Petrischalen kann man elektrochemische Versuche ohne viel Vorbereitung sowohl auf <strong>de</strong>m Arbeitsplatz<br />
als auch <strong>de</strong>m Tageslichtprojektor durchführen. Letzteres bietet sich bei Präsentationen<br />
an, weil man auf einer Folie <strong>de</strong>n Aufbau direkt beschriften kann.<br />
Geräte<br />
Chemikalien<br />
Geteilte Petrischalen (zwei, drei o<strong><strong>de</strong>r</strong> viergeteilt)<br />
Kabel und Krokodilklemmen<br />
Spannungsmessgerät<br />
gegebenenfalls Platinelektro<strong>de</strong> o<strong><strong>de</strong>r</strong> Kohleelektro<strong>de</strong><br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
Bier<strong>de</strong>ckel<br />
Pasteur-Pipetten<br />
Nägel o<strong><strong>de</strong>r</strong> Bleche unterschiedlicher Metalle als Elektro<strong>de</strong>n, ggf. auch Platin- o<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Kohleelektro<strong>de</strong>n, Salzlösungen mit <strong>de</strong>finierter Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> oben verwen<strong>de</strong>ten<br />
Metalle<br />
Durchführung • Die Elektro<strong>de</strong>n (Metallbleche o<strong><strong>de</strong>r</strong> Metallnägel) wer<strong>de</strong>n mit <strong>de</strong>m Schmirgelpapier<br />
gereinigt.<br />
• Metallbleche wer<strong>de</strong>n jeweils in einer Kammer einer Petrischale um <strong>de</strong>n Außenrand<br />
gebogen.<br />
• Nägel wer<strong>de</strong>n vorsichtig erhitzt und dann leicht (5 mm) in <strong>de</strong>n Außenrand <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Petrischale eingeschmolzen. Sie wer<strong>de</strong>n so in ihrer Kammer fixiert. Beim Einschmelzen<br />
ist darauf zu achten, dass kein Leck entsteht, aus <strong>de</strong>m Lösungen<br />
fließen können.<br />
• Die Elektro<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n nun mit Krokodilklemmen und Kabel an <strong>de</strong>n Spannungsmesser<br />
angeschlossen.<br />
• Die zu je<strong>de</strong>m Metall passen<strong>de</strong>n Salzlösungen wer<strong>de</strong>n mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Pipette in <strong>die</strong><br />
entsprechen<strong>de</strong>n Kammern eingeführt.<br />
• Mit einem eingeschnittenen Stück Pappe (z. B. aus einem Bier<strong>de</strong>ckel) wird eine<br />
Salzbrücke zwischen <strong>de</strong>n bei<strong>de</strong>n Kammern gebaut.<br />
Metall-1-Nagel<br />
Salzbrücke<br />
Metall-2-Nagel<br />
Metall-1-Lösung<br />
Metall-2-Lösung<br />
Metall-3-Lösung<br />
Metall-3-Nagel
0 Theoretischer Vorspann 6<br />
0.2.4 Elektrochemischer Experimentierkasten <strong><strong>de</strong>r</strong> Fa. Leybold<br />
Geräte<br />
<strong>Elektrochemie</strong>arbeitsplatz <strong><strong>de</strong>r</strong> Fa. MAEY (Leybold-Heraeus-GmbH)<br />
Zellblöcke mit Untersetzschale<br />
Filterpapier<br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
Kabel und Krokodilklemmen<br />
Pipette<br />
Spannungsmessgerät<br />
Chemikalien Elektro<strong>de</strong>nplatten aus unterschiedlichen Metallen<br />
Salzlösungen mit <strong>de</strong>finierter Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> verwen<strong>de</strong>ten Metalle<br />
Durchführung • Die bei<strong>de</strong>n Kunststoffblöcke wer<strong>de</strong>n an <strong>de</strong>n drei Schrauben auseinan<strong><strong>de</strong>r</strong> geschraubt<br />
und ein Filterpapierstreifen dazwischengesetzt. Nach <strong>de</strong>m Zusammenschrauben<br />
soll <strong><strong>de</strong>r</strong> Filterpapierstreifen fest eingespannt sein. Der Filterstreifen<br />
<strong>die</strong>nt als Diaphragma.<br />
• In <strong>die</strong> Führung <strong><strong>de</strong>r</strong> Doppelkammern wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong> Metallelektro<strong>de</strong>n eingesetzt.<br />
• Die verwen<strong>de</strong>ten Doppelzellen wer<strong>de</strong>n mit <strong>de</strong>n Elektrolyt-Lösungen bis zum<br />
oberen Rand gefüllt.<br />
• Am Messgerät wird <strong><strong>de</strong>r</strong> Ein/Ausschalter auf Aus und <strong><strong>de</strong>r</strong> Messbereichsschalter<br />
auf 10 V eingestellt.<br />
• Der Kippschalter unterhalb <strong>de</strong>s Messbereichsschalters muss auf<br />
„galv. Messung“ positioniert wer<strong>de</strong>n.<br />
• Das Messgerät wird über das Netzgerät an <strong>die</strong> Stromversorgung angeschlossen<br />
und mit <strong>de</strong>m Ein/Ausschalter in Betrieb genommen. Gegebenenfalls wird<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Nullpunkt eingestellt.<br />
• Mit Krokodilklemmen und Kabel wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong> zu messen<strong>de</strong>n Halbzellen mit <strong>de</strong>m<br />
Messgerät verbun<strong>de</strong>n (Eingangsbuchsen + und -).<br />
• Durch Einstellung <strong>de</strong>s optimalen Messbereiches kann <strong>die</strong> Spannung zwischen<br />
<strong>de</strong>n angeschlossenen Halbzellen gemessen wer<strong>de</strong>n.
7<br />
1 Die Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle<br />
V 1.1 Die Redoxreihe<br />
Versuchsanleitung<br />
Geräte<br />
3 Bechergläser (BG)<br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
weiches Tuch<br />
Pasteur-Pipette<br />
Chemikalien<br />
Eisenblech<br />
Kupferblech<br />
Silberblech<br />
Eisen(II)sulfat-Lösung<br />
Xn R: 22 S: 24/25<br />
c=0,1 mol·L -1 (Xn: w≥ 25%)<br />
Kupfersulfat-Lösung<br />
Xn R: 22-36/38 S: 2-22<br />
c=0,1 mol·L -1 (Xn: w≥ 25%)<br />
Silbernitrat-Lösung<br />
C R: 34 S: 1/2-26-45<br />
c=0,1 mol·L -1 (Xi: 5%≤ w
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 8<br />
Aufgaben<br />
A 1.1 Notieren Sie ihre Beobachtungen und stellen Sie <strong>die</strong>se tabellarisch zusammen.<br />
A 1.2 Formulieren Sie <strong>die</strong> zugehörigen Reaktionsschemata. Zerlegen Sie <strong>die</strong> Gesamtreaktionen in<br />
Oxidation und Reduktion.<br />
A 1.3 Fin<strong>de</strong>n Sie, ausgehend von <strong>die</strong>sen Versuchen, ein Ordnungsschema für <strong>die</strong> Metalle und<br />
stellen Sie eine „Metallreihe“ auf.<br />
A 1.4 Stellen Sie eine begrün<strong>de</strong>te Hypothese auf, was zu beobachten wäre, wenn zu einer Silbernitrat-Lösung<br />
eine Zink-Perle (o<strong><strong>de</strong>r</strong> ein Zinkblech) gegeben wür<strong>de</strong>.<br />
A 1.5 Zink und Eisen reagieren mit Salzsäure in <strong><strong>de</strong>r</strong> folgen<strong>de</strong>n Reaktion:<br />
Me(s) +<br />
2 H 3 O + (aq) Me 2+ (aq) + 2H 2 O(l)<br />
Gibt man ein Kupferblech in Salzsäure, ist keine Reaktion zu beobachten. Wenn man <strong>die</strong>se<br />
Reaktion berücksichtigt, dann erscheint es sinnvoll, auch das Redoxpaar Wasserstoff/Oxonium-Ionen<br />
in <strong>die</strong> Metallreihe einzuordnen. An welcher Stelle muss Wasserstoff in<br />
<strong>die</strong> Metallreihe eingeordnet wer<strong>de</strong>n?
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 9<br />
1.1 Info: Redoxreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle<br />
Je nach Reaktionspartner können Kupfer-Atome als Reduktionsmittel wirken und oxi<strong>die</strong>rt wer<strong>de</strong>n<br />
o<strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfer-Ionen als Oxidationsmittel wirken und reduziert wer<strong>de</strong>n.<br />
Cu(s) Cu 2+ (aq) +2e -<br />
Reduktionsmittel Oxidationsmittel +z e -<br />
Elektronendonator Elektronenakzeptor<br />
Tabelle 1.1 Redoxreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle (mit Wasserstoff)<br />
Stärke <strong>de</strong>s Elektronendonators<br />
/Reduktionsvermögen nimmt zu<br />
Reduktor Oxidator + z·e -<br />
Na(s) Na + (aq) + e -<br />
Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e -<br />
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e -<br />
Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e -<br />
Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e -<br />
H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e -<br />
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -<br />
Ag(s) Ag + (aq) + e -<br />
Hg(s) Hg 2+ (aq) + 2 e -<br />
Au(s) Au 3+ (aq) + 3 e -<br />
Ein System aus einem<br />
Elektronendonator und <strong>de</strong>m<br />
dazugehörigen Elektronen<br />
akzeptor nennt man korrespon<strong>die</strong>ren<strong>de</strong>s<br />
Redoxpaar<br />
(Me/Me z+ ). Ordnet<br />
man nun <strong>die</strong> Redoxpaare<br />
aus Metall-Atom und<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong>en korrespon<strong>die</strong>ren<strong>de</strong>n<br />
Ionen nach <strong>de</strong>m Reduktionsvermögen<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Metall-<br />
Atome o<strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>de</strong>m Oxidationsvermögen<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Ionen,<br />
erhält man <strong>die</strong> Redoxreihe<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle. In <strong>die</strong>ser Reihe<br />
stehen <strong>die</strong> Alkalimetalle, <strong><strong>de</strong>r</strong>en Atome <strong>die</strong> stärksten Elektronen-Donatoren sind, am oberen En<strong>de</strong>.<br />
Die E<strong>de</strong>lmetalle Gold und Platin, <strong><strong>de</strong>r</strong>en Ionen <strong>die</strong> stärksten Elektronen-Akzeptoren sind, stehen am<br />
unteren En<strong>de</strong> <strong>die</strong>ser Reihe.<br />
Metalle, <strong><strong>de</strong>r</strong>en Atome von Oxonium-Ionen oxi<strong>die</strong>rt wer<strong>de</strong>n, bezeichnet man als une<strong>de</strong>l. Metalle,<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong>en Atome von Oxonium-Ionen nicht oxi<strong>die</strong>rt wer<strong>de</strong>n, bezeichnet man als e<strong>de</strong>l.<br />
1.2 Info: Galvanische Zellen<br />
Taucht man ein Stück Zink in eine wässrige Kupfer(II)sulfat-<br />
Lösung, reagiert ein Teil <strong>de</strong>s Zinks und metallisches Kupfer<br />
schlägt sich auf <strong><strong>de</strong>r</strong> Zinkoberfläche ab. Es läuft folgen<strong>de</strong> Redoxreaktion<br />
ab:<br />
Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)<br />
Stärke <strong>de</strong>s Elektronenakzeptors/<br />
Oxidationsvermögen nimmt zu<br />
Während <strong><strong>de</strong>r</strong> Reaktion wer<strong>de</strong>n Elektronen vom Zink auf Cu 2+ -<br />
Ionen übertragen. Die Elektronen reduzieren <strong>die</strong> Cu 2+ -Ionen zu<br />
Cu-Atomen. Diese bleiben auf <strong><strong>de</strong>r</strong> Zinkoberfläche haften. Das<br />
Stück Zink wird in <strong>de</strong>m Maße kleiner, wie seine Atome Elektronen<br />
abgeben und Zn 2+ -Ionen bil<strong>de</strong>n.<br />
Man kann nun Zink von <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfer-Lösung abtrennen. (siehe<br />
Abb. 1.1 ) Wenn <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong> verbun<strong>de</strong>n<br />
sind, läuft <strong>die</strong>selbe Redoxreaktion ab, aber <strong>die</strong> Elektronen können<br />
<strong>die</strong> Cu 2+ -Ionen nur über <strong>de</strong>n externen Stromkreis erreichen.<br />
In <strong>de</strong>m Maße, wie Cu 2+ -Ionen in einem Raum zu neutralen<br />
Cu-Atomen und Zn-Atome im an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Raum zu Zn 2+ -Ionen<br />
umgewan<strong>de</strong>lt wer<strong>de</strong>n, müssen sich Ionen (Sulfat-Ionen) zwischen<br />
<strong>de</strong>n Räumen bewegen (durch <strong>die</strong> poröse Wand <strong>de</strong>s Porzellanbechers),<br />
damit <strong>die</strong> Lösungen neutral bleiben.<br />
Zink<br />
Kupfersulfat-<br />
Lösung<br />
Abb. 1.1 galvanische Zelle<br />
Kupfer<br />
Zinksulfat-<br />
Lösung<br />
poröser<br />
Becherr
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 10<br />
Mit <strong><strong>de</strong>r</strong> beschriebenen Versuchsanordnung hat<br />
man eine galvanische Zelle aufgebaut, <strong>die</strong> aus<br />
zwei Halbzellen besteht. Die Redoxpaare<br />
Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ bil<strong>de</strong>n <strong>die</strong> Halbzellen <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
galvanischen Zelle (häufig auch galvanisches Element<br />
genannt). Verbin<strong>de</strong>t man <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong>, so fließen Elektronen vom Zink<br />
zum Kupfer. Dieser Elektronenfluss lässt sich mit<br />
Hilfe eines Strommessgerätes nachweisen. Damit<br />
Strom fließen kann muss zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
eine Potentialdifferenz, eine Spannung, bestehen.<br />
Auch <strong>die</strong>se lässt sich mit einem Spannungsmessgerät<br />
messen.<br />
Zn 2 Cu 2<br />
Zn 2 Zn 2<br />
Zn 2 Cu 2<br />
Zn 2 Zn 2<br />
Zn 2 Cu 2<br />
Zn 2 Cu 2<br />
Zn 2 Cu 2<br />
Die Spannung zwischen <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink- und Kupfer-<br />
Elektro<strong>de</strong> beträgt unabhängig von <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuchsanordnung<br />
1,1 V, wenn in bei<strong>de</strong>n Halbzellen <strong>die</strong> gleiche<br />
Abb. 1.2 Halbzellen<br />
Konzentration an Metallionen vorliegt. Die Zink-Elektro<strong>de</strong> bil<strong>de</strong>t dabei <strong>de</strong>n Minuspol, <strong>die</strong> Kupferelektro<strong>de</strong><br />
<strong>de</strong>n Pluspol. Man bezeichnet <strong>die</strong> Zink-Halbzelle auch als Donator-Halbzelle, <strong>die</strong> Kupferhalbzelle<br />
als Akzeptor-Halbzelle<br />
Die gemessene Spannung ist eine charakteristische Größe für <strong>die</strong> Kombination <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxpaare<br />
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -<br />
Donator-Halbzelle<br />
Akzeptor-Halbzelle<br />
Diese Gleichgewichte bil<strong>de</strong>n sich beim Eintauchen <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle in <strong>die</strong> wässrige Lösung an <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalloberfläche<br />
aus. Aus <strong>de</strong>m Metallgitter gehen Metall-Ionen in Lösung und Elektronen bleiben im<br />
Metall zurück. Das dadurch negativ aufgela<strong>de</strong>ne Metall zieht <strong>die</strong> in Lösung gegangenen positiv<br />
gela<strong>de</strong>nen Metall-Ionen wie<strong><strong>de</strong>r</strong>um an. Es bil<strong>de</strong>t sich eine elektrische Doppelschicht aus. Da <strong>die</strong><br />
Ten<strong>de</strong>nz <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Atome Elektronen abzugeben und Ionen zu bil<strong>de</strong>n größer ist als <strong>die</strong> <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfer-<br />
Atome, ist <strong>die</strong> Zink-Elektro<strong>de</strong> gegenüber <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupferelektro<strong>de</strong> negativ gela<strong>de</strong>n.<br />
Nimmt man <strong>die</strong> galvanische Zelle in Betrieb, d.h. man verbin<strong>de</strong>t <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n, nimmt allmählich<br />
<strong>die</strong> Masse <strong><strong>de</strong>r</strong> Zinkelektro<strong>de</strong> ab und <strong>die</strong> <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupferelektro<strong>de</strong> zu. Gleichzeitig steigt <strong>die</strong><br />
Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Ionen in Lösung, während <strong>die</strong> Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfer-Ionen in <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösung<br />
fällt.<br />
e -<br />
e - +<br />
Zn<br />
(s)<br />
e -<br />
e -<br />
Zn 2+ Cu 2+ +<br />
Zn 2+<br />
Cu<br />
(s)<br />
SO 4<br />
2-<br />
nach längerem<br />
Betrieb <strong><strong>de</strong>r</strong> Zelle<br />
e -<br />
e - e -<br />
e - + Zn 2+ Cu 2+ +<br />
Zn<br />
(s)<br />
Zn 2+<br />
SO 4<br />
2-<br />
Cu<br />
(s)<br />
Abb. 1.3 Galvanische Zelle im Betrieb<br />
Eine galvanische Zelle kann sowohl als Spannungsquelle als auch als Stromquelle <strong>die</strong>nen. Während<br />
<strong>die</strong> gemessene Spannung vom Versuchsaufbau unabhängig ist, ist <strong>die</strong> Stromstärke je nach Versuchsanordnung<br />
sehr unterschiedlich. Sie hängt z.B. von <strong><strong>de</strong>r</strong> Oberfläche und <strong>de</strong>m Abstand <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Elektro<strong>de</strong>n ab.<br />
Die beschriebenen Vorgänge lassen sich auf je<strong>de</strong> an<strong><strong>de</strong>r</strong>e Kombination zweier verschie<strong>de</strong>ner Halbzellen<br />
übertragen. Das unedlere Metall bil<strong>de</strong>t dabei immer <strong>de</strong>n Minuspol, das edlere <strong>de</strong>n Pluspol.
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 11<br />
V 1.2 Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle<br />
Welche Spannungen misst man bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Kombination verschie<strong>de</strong>ner Redoxpaare mit Metall-Atomen<br />
als Elektronen-Donatoren? Um <strong>die</strong> Spannung unterschiedlicher Redoxpaare zu bestimmen kombiniert<br />
man je zwei Halbzellen aus verschie<strong>de</strong>nen Metallen und <strong>de</strong>n entsprechen<strong>de</strong>n Salz-Lösungen<br />
zu galvanischen Zellen und misst <strong>die</strong> Spannung zwischen <strong>de</strong>n Metall-Elektro<strong>de</strong>n. Unter Standardbedigungen<br />
beträgt <strong>die</strong> Konzentration <strong>de</strong>s Metall-Ions in Lösung 1 mol·L -1 .<br />
Versuchsanleitung<br />
Geräte<br />
5 100 mL Bechergläser<br />
Elektro<strong>de</strong>n aus Eisen, Kupfer, Silber und Zink<br />
Kabel<br />
Spannungsmessgerät<br />
Filterpapier<br />
Chemikalien Eisen(II)-sulfat R: 22 – 41 S: 46<br />
Kupfersulfat R: 22 S: 22<br />
Silbernitrat R: 34 S: (1/2) – 26 – 45<br />
Zinksulfat R: 36/38 S: 22 – 25<br />
Kaliumnitrat R: 8 S: 16 – 41<br />
Durchführung<br />
Entsorgung<br />
• In <strong>de</strong>n 5 Bechergläsern wer<strong>de</strong>n 5 Halbzellen jeweils aus Metall und zugehöriger<br />
Metallsalz-Lösung (c = 0,1 mol·L -1 ) hergestellt.<br />
• Jeweils zwei Halbzellen wer<strong>de</strong>n zu galvanischen Zellen verbun<strong>de</strong>n, in<strong>de</strong>m<br />
<strong>die</strong> Lösungen mit einem in konzentrierte Kaliumnitrat-Lösung getauchtes<br />
Filterpapier verbun<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n.<br />
• Die Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n bei allen Halbzellen-<br />
Kombinationen wird gemessen.<br />
Die Salzlösungen wer<strong>de</strong>n in <strong>die</strong> Vorratsgefäße zurückgegeben, da sie für<br />
weitere Versuche verwen<strong>de</strong>t wer<strong>de</strong>n können.<br />
Aufgaben<br />
A 1.6 Legen Sie eine Wertetabelle an und tragen Sie <strong>die</strong> gemessenen Spannungen für alle Halbzellen-Kombinationen<br />
ein. Markieren Sie, welche <strong><strong>de</strong>r</strong> Halbzellen <strong>de</strong>n Plus- bzw. Minus-Pol<br />
bil<strong>de</strong>t!<br />
A 1.7 Vergleichen Sie <strong>die</strong> gemessenen Spannungen zwischen verschie<strong>de</strong>nen Halbzellen mit <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Lage <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle in <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxreihe.<br />
A 1.8 Formulieren Sie für <strong>die</strong> hergestellten galvanischen Zellen <strong>die</strong> entsprechen<strong>de</strong>n Zellendiagramme<br />
(Info: s.u.)!<br />
A 1.9 Formulieren Sie für je<strong>de</strong> <strong>die</strong>ser galvanischen Zellen <strong>die</strong> Reaktion, <strong>die</strong> bei Betrieb <strong><strong>de</strong>r</strong> Zellen<br />
abläuft, d.h. wenn zwischen bei<strong>de</strong>n Halbzellen Strom fließt.<br />
Info Zelldiagramme<br />
Zelldiagramme sind eine knappe Darstellungsmöglichkeit für galvanische Elemente. Ein Diagramm<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> bei<strong>de</strong>n Metalle Me1 und Me2 wird folgen<strong><strong>de</strong>r</strong>maßen geschrieben: Me1/Me1z+// Me2x+/Me2.<br />
Die Donator-Halbzelle wird links, <strong>die</strong> Akzeptor-Halbzelle wird rechts vom Doppelschrägstrich geschrieben.<br />
Der Doppelschrägstrich <strong>de</strong>utet <strong>die</strong> poröse Trennwand zwischen <strong>de</strong>n Halbzellen bzw. <strong>die</strong><br />
Elektrolytbrücke an.
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 12<br />
2 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I: Nichtmetalle<br />
V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen<br />
Versuchsanleitung<br />
Fakultativer Vorversuch: wenn Sie <strong>die</strong> Farben <strong><strong>de</strong>r</strong> elementaren Halogene in Wasser und in organischen<br />
Lösungsmitteln nicht kennen, so geben sie 1 mL Chlorwasser, Bromwasser und Iod-<br />
Kaliumiodidlösung jeweils in ein RG und notieren <strong>de</strong>n Farbeindruck. Dann versetzen Sie <strong>die</strong> Lösungen<br />
mit etwas Heptan schütteln <strong>die</strong>se und notieren wie<strong><strong>de</strong>r</strong>um Ihre Farbeindrücke in <strong><strong>de</strong>r</strong> Heptanschicht.<br />
Geräte<br />
5 RG mit passen<strong>de</strong>n Stopfen<br />
RG-Stän<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
5 Pipetten<br />
Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R: - S: -<br />
Kaliumbromid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R:- S:-<br />
Kaliumiodid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R:- S:-<br />
Tropfflasche mit Chlorwasser (verd.) Xn R:23-36/37/38 S:7/9-44<br />
Tropfflasche mit Bromwasser (verd.) Xn R:23-34 S:7/9-26-44<br />
Iod-Kaliumiodid-Lösung 1:10 verdünnte<br />
R: S:<br />
Standard-Lösung<br />
Heptan F R:11 S:2-9-16-23.2-29-<br />
33<br />
Durchführung a. Jeweils ca. 1mL (1 cm) <strong><strong>de</strong>r</strong> gegebenen Salzlösungen wird gemäß <strong><strong>de</strong>r</strong> Abb. mit<br />
einer Pipette in <strong>die</strong> Reagenzgläser gegeben und versetzten dann mit ca. 1mL <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
angegebenen Halogenlösungen versetzt.<br />
Notieren Sie ihre Beobachtungen in <strong><strong>de</strong>r</strong> Tabelle!<br />
Cl 2 -Wasser Cl 2 -Wasser Br 2 -Wasser KI·I 2 -Lösung KI·I 2 -Lösung<br />
KBr(aq) KI(aq) KI(aq) KCl(aq) KBr(aq)<br />
b. In je<strong>de</strong>s <strong><strong>de</strong>r</strong> RG wird mittels Pipette ca. 1 mL Heptan gegeben, mit einem<br />
Stopfen verschlossen und gut geschüttelt.<br />
Notieren Sie Ihre Beobachtungen in <strong>die</strong> Tabelle!<br />
Entsorgung<br />
Entsorgen Sie <strong>de</strong>n Inhalt <strong><strong>de</strong>r</strong> RG in <strong>die</strong> bereitgestellte Flasche und spülen Sie <strong>die</strong><br />
RG mit Wasser aus.
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 13<br />
Zu <strong>de</strong>m Versuch und <strong>de</strong>n Aufgaben gibt es in Kapitel 7 eine Auswertungshilfe!<br />
Aufgaben<br />
A 2.1 Deuten Sie Ihre Beobachtungen und formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichungen für <strong>die</strong> stattfin<strong>de</strong>n<strong>de</strong>n<br />
Reaktionen.<br />
A 2.2 Begrün<strong>de</strong>n Sie, welches Versuchsergebnis Sie erhalten wür<strong>de</strong>n, wenn Sie Kaliumchlorid-<br />
Lösung mit Bromwasser versetzen!<br />
A 2.3 Begrün<strong>de</strong>n Sie, was sich beobachten ließe, wenn statt <strong><strong>de</strong>r</strong> Heptanzugabe <strong>die</strong> Lösungen in<br />
<strong>de</strong>n Reagenzgläsern jeweils mit einer verdünnten Stärkelösung versetzen wür<strong>de</strong>n!<br />
A 2.4 Ordnen Sie <strong>die</strong> Redoxpaare <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene (X 2 + 2e - 2 X - ) nach steigen<strong>de</strong>m Oxidationsvermögen<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Halogenmoleküle.<br />
A 2.5 Erläutern Sie, wodurch sich <strong>die</strong> Redoxpaare <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle von <strong>de</strong>nen <strong><strong>de</strong>r</strong> Nichtmetalle unterschei<strong>de</strong>n!<br />
A 2.6 Markieren Sie bei A 2.1 jeweils <strong>de</strong>n Reaktionspartner, <strong><strong>de</strong>r</strong> als Donator fungiert!
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 14<br />
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong><br />
Info<br />
Da in <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle nur <strong>die</strong> Potentialdifferenzen gemessen wer<strong>de</strong>n können,<br />
benötigt man einen Bezugspunkt – eine Nullmarke. In <strong><strong>de</strong>r</strong> Praxis ist man übereingekommen, als<br />
Bezugssystem <strong>die</strong> Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> festzulegen, in <strong><strong>de</strong>r</strong> das Redoxpaar vorliegt:<br />
H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e -<br />
Da man keine Elektro<strong>de</strong> aus Wasserstoffgas bauen kann,<br />
verwen<strong>de</strong>t man eine Elektro<strong>de</strong> aus einem inerten 2 platinierten<br />
3 Platin-Blech, das in Salzsäure mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Oxonium-Ionen-<br />
Konzentration c(H 3 O + ) = 1 mol·L -1 von Wasserstoffgas unter<br />
Atmosphärendruck (p = 1013 hPa) umspült wird. Die<br />
poröse Oberfläche <strong>de</strong>s platinierten Platins adsorbiert Wasserstoff,<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> so für das Redoxpaar bereitgestellt wird.<br />
Für das Potential <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong><br />
hat man festgelegt:<br />
E°(H 2 /2H 3 O + ) = 0 V<br />
Wasserstoff<br />
p(H 2 )=1013 hPa<br />
Platin-<br />
Elektro<strong>de</strong><br />
o o<br />
o<br />
o<br />
o o<br />
o<br />
Elektrolytbrücke<br />
Abb. 3.1 Aufbau <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-<br />
Wasserstoffelektro<strong>de</strong><br />
Säure-Lösung<br />
c(H 3 O + )=1mol/l<br />
Die unter Standard-Bedingungen, d.h. Druck (1013 hPa), Temperatur (25 °C), Konzentration (1<br />
mol/L), gemessene Potentialdifferenz zwischen einer Me/Me<br />
z+ -Halbzelle und <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-<br />
Wasserstoff-Halbzelle bezeichnet man als Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential.<br />
Ein Redoxpaar, das gegenüber <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> <strong>de</strong>n elektrisch negativen Pol<br />
bil<strong>de</strong>t, erhält einen negativen Potentialwert, ein Redoxpaar, das gegenüber <strong><strong>de</strong>r</strong> Wasserstoff-<br />
Elektro<strong>de</strong> <strong>de</strong>n elektrisch positiven Pol bil<strong>de</strong>t, erhält einen positiven Potentialwert.<br />
V 3.1 Bestimmung <strong>de</strong>s Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle<br />
mithilfe <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong><br />
Geräte<br />
U-Rohr (dreischenklig)<br />
2 Platin-Elektro<strong>de</strong>n<br />
Zink-Elektro<strong>de</strong><br />
Spannungsquelle<br />
Spannungsmessgerät<br />
Chemikalien Salzsäure-Lösung (c=1 mol·L -1 ) C R: 34-37 S: -<br />
Zinksulfat-Lösung (c=1 mol·L -1 ) Xi N R: 36/38- S: 2-22-25-60-61<br />
50/53<br />
2<br />
3<br />
inert be<strong>de</strong>utet reaktionsträge, reaktionsunfähig, chemisch inaktiv.<br />
Unter Platinieren versteht man <strong>de</strong>n Vorgang, dass ein Platin-Blech mit einer fein verteilten Platin-Schicht<br />
überzogen wird. Dies erreicht man durch Elektrolyse einer Platinchlorid-Lösung an einer Platin-Katho<strong>de</strong>.
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong> 15<br />
Durchführung Der Versuch muss unter <strong>de</strong>m Abzug durchgeführt wer<strong>de</strong>n!<br />
Herstellung einer vereinfachten Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> durch<br />
Elektrolyse<br />
- Zwei Schenkel <strong>de</strong>s dreischenkligen U-Rohrs wer<strong>de</strong>n mit Salzsäure-Lösung, <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
dritte Schenkel wird mit Zinksulfat-Lösung gefüllt.<br />
- In <strong>die</strong> Salzsäure-Lösung wer<strong>de</strong>n 2 Platin-Elektro<strong>de</strong>n getaucht, in <strong>die</strong> Zinksulfat-Lösung<br />
eine Zink-Elektro<strong>de</strong>.<br />
- Dann elektrolysiert man <strong>die</strong> Salzsäure-Lösung 1 Minute bei 4 V Gleichspannung.<br />
Der entstehen<strong>de</strong> Wasserstoff haftet an <strong><strong>de</strong>r</strong> Platinoberfläche.<br />
Bestimmung <strong>de</strong>s Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potentials <strong><strong>de</strong>r</strong> Zn/Zn 2+ -Halbzelle<br />
- Die Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> wird anschließend mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Elektro<strong>de</strong> über ein<br />
Spannungsmessgerät verbun<strong>de</strong>n und <strong>die</strong> Spannung wird gemessen.<br />
Entsorgung<br />
Die Lösungen können für mehrere Versuche benutzt wer<strong>de</strong>n, vorausgesetzt.<br />
Zur endgültigen Entsorgung müssen <strong>die</strong> Lösungen später zu <strong>de</strong>n anorganischen<br />
Abfällen gegeben wer<strong>de</strong>n. (Hierzu Absprache mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Lehrperson treffen!)<br />
Aufgaben<br />
A 3.1 Zeichnen Sie <strong>de</strong>n Versuchsaufbau für <strong>die</strong> Elektrolyse. - An welcher Elektro<strong>de</strong> entsteht bei<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong><strong>de</strong>r</strong> Salzsäure <strong><strong>de</strong>r</strong> Wasserstoff? – Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichung.<br />
A 3.2 Vergleichen Sie <strong>die</strong> vereinfachte Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Standard-Wasserstoff-<br />
Elektro<strong>de</strong> vom Informationsblatt. – Nennen Sie Gemeinsamkeiten und Unterschie<strong>de</strong>.<br />
A 3.3 Benennen Sie bei <strong>de</strong>m galvanischen Element Pluspol, Minuspol, Katho<strong>de</strong> und Ano<strong>de</strong>. (Hinweis:<br />
Zink hat ein größeres Reduktionsvermögen als Wasserstoff). – Formulieren Sie <strong>die</strong><br />
Kurzschreibweise für das galvanische Element.<br />
A 3.4 Formulieren Sie für das galvanische Element <strong>die</strong> Reaktionen an <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n.<br />
A 3.5 Entschei<strong>de</strong>n Sie, ob das Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential <strong><strong>de</strong>r</strong> Zn/Zn 2+ -Halbzelle positiv o<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
negativ ist. – Begrün<strong>de</strong>n Sie möglichst präzise!
16<br />
4 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe II: Ermittlung <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxpotentiale<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene<br />
V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle<br />
Versuchsanleitung<br />
Geräte U-Rohr<br />
Graphit-Elektro<strong>de</strong>n<br />
Stativmaterial<br />
Spannungsquelle mit Kabel<br />
Messgerät<br />
Hinweis: Nur <strong>die</strong> 1. Gruppe arbeitet<br />
nach <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuchsanleitung. Alle an<strong><strong>de</strong>r</strong>en<br />
Gruppen übernehmen <strong>de</strong>n Aufbau<br />
und messen nur <strong>die</strong> Spannung.<br />
Chemikalien Salzsäure (c = 1 mol·L -1 ) - R: 34-37 S: ½-26-45<br />
Durchführung<br />
Auswertung<br />
Der Versuch muss unter <strong>de</strong>m Abzug durchgeführt wer<strong>de</strong>n!<br />
Das U-Rohr wird am Stativ befestigt und mit ca 50 mL Salzsäure befüllt, so dass<br />
bei<strong>de</strong> Elektro<strong>de</strong>n einige Zentimeter in <strong>die</strong> Lösung eintauchen.<br />
Sie wer<strong>de</strong>n mit <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsquelle (Gleichstrom) verbun<strong>de</strong>n, es wird ca. 2<br />
min lang mit ungefähr 5 V elektrolysiert.<br />
Unmittelbar nach <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse wird <strong>die</strong> Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
gemessen.<br />
A 4.1 Beobachten Sie, was sich an <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n abspielt. Riechen Sie vorsichtig am Pluspol.<br />
A 4.2 Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionen, <strong>die</strong> bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong><strong>de</strong>r</strong> Salzsäure an <strong>de</strong>n bei<strong>de</strong>n Polen<br />
ablaufen.<br />
A 4.3 Bestimmen Sie aus <strong><strong>de</strong>r</strong> gemessenen Spannung das Redoxpotential für <strong>die</strong> Chlor-Halbzelle!<br />
Begrün<strong>de</strong>n Sie Ihren Lösungsweg!<br />
V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen<br />
Versuchsanleitung<br />
Geräte<br />
3 U-Rohre mit Fritte<br />
3 Bechergläser<br />
6 Graphit-Elektro<strong>de</strong>n mit Stopfen<br />
3 Stative mit Klammer<br />
2 Kabel und Messgerät<br />
Hinweis: Nur <strong>die</strong> 1. Gruppe ar-<br />
beitet nach <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuchsan-<br />
leitung. Alle an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Gruppen<br />
übernehmen <strong>de</strong>n Aufbau und<br />
messen nur <strong>die</strong> Spannung.<br />
Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -<br />
Kaliumbromid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -<br />
Kaliumiodid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -<br />
Chlorwasser (verd.) Xn R:23-36/37/38 S:7/9-44<br />
Bromwasser (verd) Xn R:23-34 S:7/9-26-44<br />
Iod-Kaliumiodid R: S:
4 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe II: Ermittlung <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene 17<br />
Durchführung<br />
Es muss unter <strong>de</strong>m Abzug gearbeitet wer<strong>de</strong>n!<br />
In <strong>de</strong>n drei Bechergläsern wer<strong>de</strong>n jeweils 25 mL Halogenwasser mit 25 mL<br />
Halogenid-Lösung versetzt. (Kaliumchlorid-Lösung / Chlorwasser, Kaliumbromid-Lösung<br />
/ Bromwasser und Kaliumiodid-Lösung / Iod-Iodkalium-<br />
Lösung).<br />
Die drei U-Rohre wer<strong>de</strong>n mit folgen<strong>de</strong>n Halbzellenkombinationen befüllt:<br />
1. 2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl -<br />
2. 2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl -<br />
3. 2I - /I 2 //Br 2 /2Br -<br />
Die Öfnungen wer<strong>de</strong>n mit <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n mit durchbohrten Stopfen verschlossen.<br />
Die Messung <strong><strong>de</strong>r</strong> drei Galvanischen Elemente kann nun auch außerhalb <strong>de</strong>s<br />
Abzugs erfolgen.<br />
Lösen Sie <strong>die</strong> Kabel und lassen Sie <strong>de</strong>n Versuch für nachfolgen<strong>de</strong><br />
Gruppen stehen!<br />
Auswertung/Aufgaben<br />
A 4.4 Notieren Sie Ihre ermittelten Spannungswerte in <strong>die</strong> Tabelle:<br />
Galvanische Zelle<br />
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl -<br />
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl -<br />
2I - /I 2 //Br 2 /2Br -<br />
Zellspannung / V<br />
A 4.5 Berechnen Sie mit Hilfe Ihrer Lösung zu A 4.3 <strong>die</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> 3 Halogenhalbzellen<br />
und vergleichen Sie <strong>die</strong>se mit <strong>de</strong>n Literaturwerten.<br />
A 4.6 Erläutern Sie <strong>de</strong>n Zusammenhang zwischen <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse-Zelle und <strong><strong>de</strong>r</strong> Galvanischen Zelle.<br />
A 4.7 Die direkte Bestimmung <strong>de</strong>s Redoxpotentials von Chlor kann experimentell noch auf einem<br />
an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Weg erfolgen als über <strong>die</strong> Elektrolyse von Salzsäure. Beschreiben Sie <strong>die</strong>sen Versuch.<br />
A 4.8 Stellen Sie eine begrün<strong>de</strong>te Hypothese auf, ob <strong>die</strong> Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Stoffmengenkonzentration von c = 1 mol·L -1 bei gleichen Versuchsbedingungen nach<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong>die</strong> gleiche Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n liefert wie Salzsäure mit <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Konzentration 1 mol·L -1 !<br />
A 4.9 Ließe sich das Redoxpotential eines Halogens auch mit einer Metallhalbzelle bestimmen?<br />
Wenn nein, warum nicht?<br />
Wenn ja, beschreiben Sie <strong>die</strong> Versuchsdurchführung und <strong>die</strong> anschließen<strong>de</strong> Berechnung.
18<br />
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung<br />
5.1 Konzentrationsabhängigkeit <strong><strong>de</strong>r</strong> Potentiale<br />
Es stellt sich natürlich <strong>die</strong> Frage, welchen Einfluss <strong>die</strong> Konzentrationen <strong><strong>de</strong>r</strong> eingesetzten Metallsalzlösungen<br />
auf <strong>die</strong> Elektro<strong>de</strong>npotentiale hat.<br />
V 5.1 wur<strong>de</strong> nach <strong><strong>de</strong>r</strong> unten stehen<strong>de</strong>n Anleitung vor min<strong>de</strong>stens einer Woche angesetzt. Lesen<br />
Sie sich zunächst <strong>die</strong> Anleitung sorgfältig durch und lösen Sie dann <strong>die</strong> Aufgaben. Achtung: auf<br />
keinen Fall darf das RG stark bewegt o<strong><strong>de</strong>r</strong> gar geschüttelt wer<strong>de</strong>n!<br />
V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle<br />
Versuchsanleitung (Lehrerversuch)<br />
Geräte<br />
Reagenzglas<br />
Chemikalien Zinkblech R: - S: -<br />
Zinksulfat (ZnSO 4 ) R: 36/38-50/53 S: 2-22-25-60-61<br />
Durchführung<br />
In <strong>de</strong>m Reagenzglas wir festes Zinksulfat ca. 2 cm hoch eingefüllt und mit<br />
einem Glasstab festgedrückt. Dann wird ein Zinkblechstreifen hineingestellt<br />
und vorsichtig Wasser hineingeschichtet. Das RG wird mit einem Stopfen<br />
verschlossen, <strong><strong>de</strong>r</strong> Aufbau bleibt min<strong>de</strong>stens eine Woche stehen.<br />
Entsorgung Schwermetallabfälle, darf keinesfalls in <strong>die</strong> Kanalisation gelangen!<br />
(wird vom Lehrer gemacht, bitte <strong>de</strong>n Versuch für <strong>die</strong> nächsten Gruppen stehen<br />
lassen)<br />
Aufgaben<br />
A 5.1 Beschreiben Sie möglichst präzise Ihre Beobachtungen.<br />
A 5.2 Deuten Sie <strong>die</strong>se Beobachtungen!<br />
A 5.3 Begrün<strong>de</strong>n Sie, Inwiefern es sich um eine Elektronenübertragungsreaktion/Redox-Reaktion<br />
han<strong>de</strong>lt! (Hilfsfrage: „Wo kommen <strong>die</strong> Elektronen her?“)<br />
A 5.4 Entwickeln Sie eine Möglichkeit, wie <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektronenfluss nutzbar o<strong><strong>de</strong>r</strong> wenigstens messbar<br />
gemacht wer<strong>de</strong>n kann!
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 19<br />
5.2 Konzentrationszellen<br />
Um einen Elektronenfluss nutzbar bzw. messbar zu machen müssen <strong>die</strong> Oxidation und <strong>die</strong> Reduktion<br />
räumlich voneinan<strong><strong>de</strong>r</strong> getrennt und <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Halbzellen über einen Verbraucher resp. ein<br />
Spannungsmessgerät miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong> verbun<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n.<br />
V 5.2 Konzentrationszelle<br />
Geräte<br />
z.B. U-Rohr mit Fritte<br />
Chemikalien Zinkblech R: - S: -<br />
Zinksulfat (ZnSO 4 ) R: 36/38-50/53 S: 2-22-25-60-61<br />
Durchführung<br />
Entsorgung<br />
In <strong>de</strong>m U-Rohr wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Schenkel mit einer konzentrierten und<br />
einer stark verdünnten Zinksulfat-Lösung befüllt, jeweils ein Zinkblech eingetaucht<br />
und <strong>die</strong> Spannung gemessen.<br />
Die Lösung ist Schwermetallabfall, sie darf keinesfalls in <strong>die</strong> Kanalisation gelangen!<br />
(wird vom Lehrer entsorgt, bitte <strong>de</strong>n Versuch für <strong>die</strong> nächsten Gruppen<br />
stehen lassen)<br />
A 5.5 Machen Sie sich vor Anschluss <strong>de</strong>s Messgerätes klar, welche Polung Sie erwarten!<br />
A 5.6 Deuten Sie ausführlich <strong>die</strong> Versuchsergebnisse! Benennen Sie: Akzeptor/Donator; Oxidation/Reduktion;<br />
Plus-/Minus-Pol.<br />
A 5.7 Formulieren sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichungen.
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 20<br />
5.3 Konzentrationsketten<br />
Nun sollen <strong>die</strong>se Phänomene quantitativ untersucht wer<strong>de</strong>n. Dazu können Sie entwe<strong><strong>de</strong>r</strong> selber<br />
eine Verdünnungsreihe ansetzen, <strong>die</strong>s ist aber nicht ganz einfach und erfor<strong><strong>de</strong>r</strong>t sehr genaues Arbeiten<br />
sowie einigen Zeitaufwand. Wenn Sie weniger Zeit haben sollten Sie auf je<strong>de</strong>n Fall <strong>die</strong> fertigen<br />
Lösungen verwen<strong>de</strong>n. Der Versuch V 5.4 Konzentrationskette sollte auf je<strong>de</strong>n Fall durchgeführt<br />
wer<strong>de</strong>n.<br />
V 5.3 Verdünnungsreihe<br />
Geräte Becherglas<br />
Vollpipette 2 mL<br />
Messzylin<strong><strong>de</strong>r</strong> 20 mL<br />
Chemikalien Silbernitratlösung c = 1 mol·L -1 C R: 34 S: 1/2-26-45<br />
(Xi: 5%≤ w
21<br />
6 Historische und klassische Elemente<br />
6.1 Volta-Element<br />
Die Geschichte <strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>Elektrochemie</strong> begann En<strong>de</strong> <strong>de</strong>s 18. Jahrhun<strong><strong>de</strong>r</strong>ts mit <strong>de</strong>n Arbeiten <strong>de</strong>s Mediziners<br />
Galvani (vgl. 3.1) und <strong>de</strong>s Physikers Alessandro Volta (1745-1827). Mit <strong><strong>de</strong>r</strong> „Voltaschen<br />
Säule“ war er in <strong><strong>de</strong>r</strong> Lage, kontinuierlich starke Ströme zu erzeugen. Die Säule bestand aus Kupfer-<br />
und Zinkplatten, <strong>die</strong> durch Filzscheiben (mit Elektrolytflüssigkeit) voneinan<strong><strong>de</strong>r</strong> getrennt waren.<br />
Je<strong>de</strong>s einzelne Zn/Filz/Cu-Element besitzt eine Spannung von ungefähr 0,75 V.<br />
Durch Stapeln von Einzelelementen zu einer Säule und Hintereinan<strong><strong>de</strong>r</strong>schalten erreichte er mehr<br />
als 100 V Spannung.<br />
V 6.1 Mo<strong>de</strong>llversuch zum Volta-Element<br />
Geräte<br />
U-Rohr, Trichter, Zink-Elektro<strong>de</strong>, Kupfer-Elektro<strong>de</strong>, Verbindungskabel, Spannungsmessgerät,<br />
Stativ mit Klammer, Schutzbrille<br />
Chemikalien verd. Schwefelsäure C R: 35 S: 2-26-30<br />
Durchführung<br />
Entsorgung<br />
• Fülle das am Stativ befestigte U-Rohr mit verd. Schwefelsäure und tauche<br />
<strong>die</strong> Elektro<strong>de</strong>n ein.<br />
• Miss <strong>die</strong> Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
• Verbin<strong>de</strong> Kupfer- und Zinkelektro<strong>de</strong> über ein Kabel leitend miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
• Miss nach einigen Minuten erneut <strong>die</strong> Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
Entsorge <strong>die</strong> Schwefelsäure in das Gefäß mit Säuren und Laugen, spüle <strong>die</strong><br />
Elektro<strong>de</strong>n mit Wasser.<br />
Aufgaben<br />
A 6.1 Erklären Sie <strong>die</strong> Gasentwicklung an <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink- und Kupferelektro<strong>de</strong> einerseits beim Eintauchen<br />
in <strong>die</strong> Schwefelsäure und an<strong><strong>de</strong>r</strong>erseits bei Stromfluss in <strong><strong>de</strong>r</strong> Zelle.<br />
A 6.2 Erklären Sie das Auftreten einer Spannung von zunächst U = 1,1 V zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n<br />
beim Eintauchen in <strong>die</strong> Schwefelsäure.<br />
A 6.3 Begrün<strong>de</strong>n Sie, warum nach Stromfluss <strong>die</strong> Spannung <strong>de</strong>s Volta-Elements sinkt.<br />
A 6.4 Informieren Sie sich über <strong>de</strong>n Aufbau <strong>de</strong>s Daniell-Elements und vergleichen Sie <strong>die</strong> Reaktionen<br />
im Daniell- und im Volta-Element.<br />
Zusatzinformationen: Tabelle mit Standardpotentialen
6 Historische und klassische Elemente 22<br />
6.2 Die Zitronenbatterie<br />
Batterien können auf Knopfdruck elektrischen Strom liefern.<br />
Eine Batterie kann aber auch mithilfe von Obst- und Gemüsesorten<br />
hergestellt wer<strong>de</strong>n.<br />
V 6.2 Herstellung von Zitronenbatterien mit unterschiedlicher<br />
Energie<br />
Geräte<br />
Chemikalien,<br />
Materialien<br />
• metallische Gegenstän<strong>de</strong>: Nägel, Schrauben (keine Legierungen; gleiche Oberfläche,<br />
<strong>die</strong> in <strong>die</strong> Frucht eintaucht) aus Zink (5x), Kupfer (5x),…<br />
• Messer<br />
• 6 Elektrokabel<br />
• 12 Krokodil-Klemmen<br />
• Spannungsmessgerät (Voltmeter)<br />
• niedrigohmiger Elektromotor<br />
• Kopfhörer<br />
• alter Wecker<br />
•<br />
min<strong>de</strong>stens 5 Zitronen<br />
Versuch a (obligatorisch)<br />
Der Versuch wird entsprechend <strong><strong>de</strong>r</strong> Abb. 6.1 aufgebaut!<br />
Zwei metallische Gegenstän<strong>de</strong> wer<strong>de</strong>n in einem Abstand<br />
von 1 cm in <strong>die</strong> Zitrone gesteckt, sie dürfen sich dabei<br />
nicht berühren! Dazu wird <strong>die</strong> Schale <strong><strong>de</strong>r</strong> Frucht an zwei<br />
Stellen eingeritzt und jeweils zwei Gegenstän<strong>de</strong> hineingesteckt.<br />
Die Gegenstän<strong>de</strong> wer<strong>de</strong>n durch Krokodil-Klemmen mit<br />
<strong>de</strong>n Kabeln und <strong>de</strong>m Voltmeter verbun<strong>de</strong>n. Spannung<br />
und Stromstärke wer<strong>de</strong>n sofort abgelesen. Für eine<br />
neue Kombination von Gegenstän<strong>de</strong>n verwen<strong>de</strong>t man<br />
nach Möglichkeit eine neue Zitrone o<strong><strong>de</strong>r</strong> steckt nach<br />
Entfernen <strong><strong>de</strong>r</strong> alten Gegenstän<strong>de</strong> in möglichst großem<br />
Abstand zu <strong>de</strong>n bisherigen Einstichstellen <strong>die</strong> neuen<br />
Gegenstän<strong>de</strong> in <strong>die</strong>selbe Zitrone.<br />
Abb. 6.1 Aufbau Zitronenbatterie<br />
Versuch b (Klärungsversuch) (obligatorisch)<br />
• Ein Becherglas wird mit konzentrierter Zitronensäure-Lösung gefüllt.<br />
• Zwei Gegenstän<strong>de</strong> wer<strong>de</strong>n aus <strong><strong>de</strong>r</strong> Zitrone gezogen und über ein Kabel mit zwei Krokodil-<br />
Klemmen direkt miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong> verbun<strong>de</strong>n und in <strong>die</strong> Lösung getaucht, ohne dass sie sich<br />
berühren.<br />
Versuch c (Ergänzungsversuch) (fakultativ)<br />
• Die bestehen<strong>de</strong> Spannung kann zusätzlich nachgewiesen wer<strong>de</strong>n, in<strong>de</strong>m <strong><strong>de</strong>r</strong> Stecker <strong>de</strong>s<br />
Kopfhörers an <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Bleche gehalten wird. (Auf Anschlussbereiche achten!)
6 Historische und klassische Elemente 23<br />
Versuch d (Zusatzversuch) (fakultativ)<br />
„Cracks“ haben <strong>die</strong> Möglichkeit, wenn Sie <strong>de</strong>n Versuch a und b durchgeführt sowie <strong>die</strong> Arbeitsaufträge<br />
1-4 gelöst haben, „mehr Energie“ mithilfe von Zitronenbatterien zu liefern. Mit <strong>die</strong>ser<br />
kann ein alter batteriebetriebener Wecker funktionstüchtig gemacht wer<strong>de</strong>n.<br />
• Es wird ein Versuch wie Versuch 1 aufgebaut, nur wer<strong>de</strong>n mehrere Zitronen so hintereinan<strong><strong>de</strong>r</strong>geschaltet,<br />
dass im Stromkreis Gegenstän<strong>de</strong> aus Zink und Kupfer in <strong><strong>de</strong>r</strong> Reihenfolge<br />
immer abwechseln.<br />
Entsorgung<br />
Die Metalle wer<strong>de</strong>n wie<strong><strong>de</strong>r</strong>verwen<strong>de</strong>t und <strong>die</strong> Zitronen im Hausmüll entsorgt.<br />
Sicherheitshinweis:<br />
Das Obst darf nach <strong>de</strong>m Versuch auf keine Fall mehr<br />
gegessen wer<strong>de</strong>n!<br />
Arbeitsaufträge:<br />
A 6.5 Führen Sie <strong>die</strong> obligatorischen Versuche a und b durch und notieren Sie ihre Beobachtungen!<br />
A 6.6 Zeichnen Sie <strong>die</strong> Vorgänge, <strong>die</strong> in <strong><strong>de</strong>r</strong> Zitronen-Batterie ablaufen, in <strong>die</strong> Skizze <strong>de</strong>s Versuchsaufbaus<br />
ein! (Nehmen Sie zunächst an, dass sich ein Gegenstand aus Zink und einer<br />
aus Kupfer in <strong><strong>de</strong>r</strong> Zitrone befin<strong>de</strong>t!)<br />
A 6.7 Notieren Sie <strong>die</strong> Oxidations- und Reduktionsgleichungen bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Kombination <strong><strong>de</strong>r</strong> verschie<strong>de</strong>nen<br />
Gegenstän<strong>de</strong> und fassen Sie <strong>die</strong> Vorgänge anschließend in einer Redoxgleichung<br />
zusammen!<br />
A 6.8 Warum darf <strong>die</strong> Zitrone nach <strong>de</strong>m Versuch nicht mehr gegessen wer<strong>de</strong>n?<br />
A 6.9 Ordnen Sie <strong>die</strong> metallischen Gegenstän<strong>de</strong> aufgrund <strong><strong>de</strong>r</strong> gemessenen Spannungen nach<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Metallreihe! Stellen Sie mithilfe <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle Vermutungen an, aus<br />
welchen Metallen <strong>die</strong> Gegenstän<strong>de</strong> bestehen!<br />
A 6.10 Bei verbleiben<strong><strong>de</strong>r</strong> Zeit können <strong>die</strong> fakultativen Versuche c und d durchgeführt wer<strong>de</strong>n. In<br />
Versuch d muss beim Hintereinan<strong><strong>de</strong>r</strong>-Schalten auf <strong>die</strong> immer gleiche Reihenfolge <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Zink- und Kupfergegenstän<strong>de</strong> geachtet wer<strong>de</strong>n. Begrün<strong>de</strong>n Sie <strong>die</strong>s!<br />
Zu <strong>die</strong>sen Aufgaben gibt es in Kapitel 7 Lösungshilfen!<br />
Bitte verwen<strong>de</strong>n Sie <strong>die</strong>se, bevor Sie in <strong>die</strong> Lösungen sehen!
24<br />
7 Hilfen<br />
7.1 Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I:<br />
Nichtmetalle<br />
Zu Versuch V 2.1 a :<br />
KBr(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Br 2 (aq) KCl(aq) + I 2 (aq) KBr(aq) + I 2 (aq)<br />
Zu Versuch V 2.1 b :<br />
KBr(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Br 2 (aq) KCl(aq) + I 2 (aq) KBr(aq) + I 2 (aq)<br />
Zu A 2.1<br />
Deuten Sie Ihre Beobachtungen, in<strong>de</strong>m Sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichungen aufstellen und<br />
dahinter jeweils eine Kurzbegründung geben:<br />
KBr(aq) + Cl 2 (aq) <br />
KI(aq) + Cl 2 (aq) <br />
KI(aq) + Br 2 (aq) <br />
KCl(aq) + I 2 (aq) <br />
KBr(aq) + I 2 (aq) <br />
7.2 Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe II: Ermittlung<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene<br />
Zu <strong>die</strong>sem Kapitel können Sie von Ihrer Lehrkraft Hilfekarten bekommen!
7 Hilfen 25<br />
7.3 Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie<br />
Hinweis zur Verwendung <strong><strong>de</strong>r</strong> Hilfen: Ziehen Sie immer nur eine <strong><strong>de</strong>r</strong> Hilfen zur Lösung heran, ers t<br />
wenn Sie nicht mehr weit<br />
erkommen verwen<strong>de</strong>n Sie <strong>die</strong> nächste Hilfe!<br />
H 6.1 Kennzeichnen Sie <strong>die</strong> Ano<strong>de</strong> und Katho<strong>de</strong>! Begrün<strong>de</strong>n Sie <strong>die</strong> Zuordnung <strong><strong>de</strong>r</strong> Pole durch <strong>die</strong><br />
Stellung <strong><strong>de</strong>r</strong> bei<strong>de</strong>n Metalle in <strong><strong>de</strong>r</strong> Metallreihe!<br />
H 6.2 Ziehen Sie <strong>die</strong> Vorgänge, <strong>die</strong> im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran!<br />
H 6.3 Damit Sie alle Reaktionen an <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n erklären können, überlegen Sie, warum <strong>die</strong><br />
Zitrone lustig macht! Welches Ion liegt also im Zitronensaft vor?<br />
H 6.4 Die Knallgasprobe mit <strong>de</strong>m - vor allem an <strong><strong>de</strong>r</strong> Katho<strong>de</strong> entstehen<strong>de</strong>n - Gas fällt positiv aus.<br />
H 6.5 Das Kupfer reagiert nicht.<br />
H 6.6 Der Gegenstand aus Zink löst sich langsam auf.<br />
H 6.7 Ziehen Sie <strong>die</strong> Vorgänge, <strong>die</strong> im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran!
7 Hilfen 26<br />
7.4 Lösungen - Antworten zu <strong>de</strong>n abgestuften Hilfen 7.3<br />
zu H 6.1<br />
Zink ist unedler als Kupfer und hat daher ein größeres Bestreben Elektronen abzugeben. Die Zinkelektro<strong>de</strong><br />
bil<strong>de</strong>t <strong>die</strong> Ano<strong>de</strong> (Minus-Pol), an <strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>die</strong> Oxidation stattfin<strong>de</strong>t. Die Kupferelektro<strong>de</strong> bil<strong>de</strong>t<br />
<strong>die</strong> Katho<strong>de</strong> (Plus-Pol), an <strong><strong>de</strong>r</strong> <strong>die</strong> Reduktion stattfin<strong>de</strong>t.<br />
zu H 6.2<br />
Der Zitronensaft enthält u.a. Zitronensäure, <strong>die</strong> mit Wasser zur Bildung von Oxonium-Ionen (H 3 0 + -<br />
Ionen) führt.<br />
zu H 6.3<br />
Durch <strong>die</strong> Reduktion <strong><strong>de</strong>r</strong> Oxonium-Ionen entstehen Wasserstoff-Moleküle, <strong>die</strong> mithilfe <strong><strong>de</strong>r</strong> Knallgasprobe<br />
nachgewiesen wer<strong>de</strong>n können.<br />
zu H 6.5<br />
Die Zink-Atome geben zwei Elektronen ab und gehen als Zink (Zn 2+ ) - Ionen in Lösung. Daher verringert<br />
sich <strong>die</strong> Anzahl <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Atome <strong>de</strong>s Gegenstan<strong>de</strong>s.<br />
zu H 6.6<br />
Die Pole sind in Analogie zum Daniell-Element zuzuordnen, wobei folgen<strong>de</strong> Vorgänge ablaufen.<br />
• Die Vorgänge am Zink-Gegenstand entsprechen <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Halbzelle <strong>de</strong>s Daniell-Elementes.<br />
Minus-Pol: Ano<strong>de</strong> (Oxidation): Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Das Fehlen <strong><strong>de</strong>r</strong> Zinksulfat-Lösung ist nicht entschei<strong>de</strong>nd, da <strong>die</strong> Zink-Ionen auch im Daniell-<br />
Element kaum einen Einfluss haben.<br />
• Am Kupfer-Gegenstand wer<strong>de</strong>n nicht Kupfer-Ionen son<strong><strong>de</strong>r</strong>n Oxonium-Ionen reduziert.<br />
Plus-Pol: Katho<strong>de</strong> (Reduktion): 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)
27<br />
8 Lösungen<br />
A 1.1 Beobachtungen:<br />
Eisen(II)sulfat-Lsg. Kupfersulfat-Lsg. Silbernitrat-Lsg.<br />
Eisen<br />
Rötlicher Belag auf <strong>de</strong>m<br />
Blech<br />
Schwarzer Belag auf <strong>de</strong>m<br />
Blech<br />
Kupfer Keine Verän<strong><strong>de</strong>r</strong>ung Schwarzer Belag auf <strong>de</strong>m<br />
Blech<br />
Silber Keine Verän<strong><strong>de</strong>r</strong>ung Keine Verän<strong><strong>de</strong>r</strong>ung<br />
A 1.2 Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s)<br />
Reduktion: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s)<br />
Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e -<br />
Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s)<br />
Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e -<br />
Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s)<br />
Oxidation: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e -<br />
A 1.3 Metallreihe: Eisen – Kupfer – Silber<br />
Eisen wird am leichtesten oxi<strong>die</strong>rt, Silber am schwersten.<br />
Silber ist das Metall in <strong>die</strong>ser Reihe mit <strong>de</strong>m stärksten Oxidationsvermögen, Eisen ist das<br />
Metall in <strong>die</strong>ser Reihe mit <strong>de</strong>m stärksten Reduktionsvermögen.<br />
A 1.4 Zink ist unedler als Silber. Wenn man nun also eine Zink-Perle in eine Silbernitrat-Lösung<br />
gibt, wird sich auf <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Perle ein schwarzer Belag abschei<strong>de</strong>n. Es fin<strong>de</strong>t folgen<strong>de</strong> Reaktion<br />
statt:<br />
Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
In <strong><strong>de</strong>r</strong> Metallreihe steht Zink vor Eisen: Zink – Eisen – Kupfer – Silber<br />
A 1.5 Metallreihe mit Wasserstoff:<br />
Zink – Eisen – Wasserstoff – Kupfer – Silber<br />
A 1.6<br />
Fe/Fe 2+ Cu/Cu 2+ Ag/Ag +<br />
Zn/Zn 2+ 0,35 V 1,11 V 1,56 V<br />
Fe/Fe 2+ 0,76 V 1,21 V<br />
Cu/Cu 2+<br />
0,45 V<br />
A 1.7<br />
Das edlere Metall bil<strong>de</strong>t jeweils <strong>de</strong>n Pluspol, das unedlere <strong>de</strong>n Minuspol.<br />
Je weiter <strong>die</strong> Redoxpaare in <strong><strong>de</strong>r</strong> Redoxreihe auseinan<strong><strong>de</strong>r</strong> stehen, <strong>de</strong>sto größer ist <strong>die</strong><br />
Spannung zwischen <strong>de</strong>n betreffen<strong>de</strong>n Halbzellen. Entsprechen<strong>de</strong> Spannungen lassen sich
8 Lösungen 28<br />
ad<strong>die</strong>ren. So ist beispielsweise <strong>die</strong> Spannung <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Silber-Zelle gleich <strong><strong>de</strong>r</strong> Summe <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Spannungen <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Eisen-Zelle und <strong><strong>de</strong>r</strong> Eisen-Silber-Zelle.<br />
A 1.8<br />
Zn/Zn 2+ //Fe 2+ /Fe<br />
Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu<br />
Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu<br />
Zn/Zn 2+ //Ag + /Ag Fe/Fe 2+ //Ag + /Ag Cu/Cu 2+ //Ag + /Ag<br />
In <strong>de</strong>n galvanischen Zellen stellt Zink als une<strong>de</strong>lstes Metall immer <strong>de</strong>n Minus-Pol d.h. <strong>die</strong><br />
Donator-Halbzelle, <strong>die</strong> Silber-Elektro<strong>de</strong> immer <strong>de</strong>n Pluspol dar, d.h. <strong>die</strong> Akzeptor-Halbzelle.<br />
A 1.9 Zn(s) + Fe 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Fe(s)<br />
Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)<br />
Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s)<br />
Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)<br />
A 2.1 KBr(aq) + Cl 2 (aq) Br 2 (aq) + KCl(aq)<br />
Chlor setzt aus einer Bromid-Ionen-Lösung Brom frei. Brom hat also ein geringeres<br />
Oxidationsvermögen als Chlor.<br />
KI(aq) + Cl 2 (aq) I 2 (aq) + KCl(aq)<br />
Chlor setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen<br />
als Iod.<br />
KI(aq) + Br 2(aq) I 2 (aq) + KBr(aq)<br />
Brom setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen<br />
als Iod.<br />
KCl(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres<br />
Oxidationsvermögen als Chlor hat.<br />
KBr(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres<br />
Oxidationsvermögen als Brom hat.<br />
A 2.1 Es fin<strong>de</strong>t keine Reaktion statt.<br />
A 2.3 Bei <strong>de</strong>n Reagenzgläsern, in <strong>de</strong>nen Iod entstan<strong>de</strong>n ist, wird eine intensive Blaufärbung<br />
sichtbar. Diese Blaufärbung beruht auf einer Einschlussverbindung zwischen Iod und<br />
Stärke, man nennt sie “Iodstärkereaktion”.<br />
A 2.4 Iod – Brom – Chlor (- Fluor)<br />
A 2.5 Bei <strong>de</strong>n Metallen liegt <strong>die</strong> oxi<strong>die</strong>rte Form als Ion vor (z.B. Cu 2+ ), bei <strong>de</strong>n Nichtmetallen<br />
liegt <strong>die</strong> reduzierte Form als Ion vor (z. B. Cl - ).<br />
A 2.6 siehe 2.1<br />
A 3.1 An <strong><strong>de</strong>r</strong> Katho<strong>de</strong> (Minuspol) entsteht Wasserstoff.<br />
2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)<br />
A 3.2 Gemeinsamkeiten: Platin-Elektro<strong>de</strong><br />
Säure-Lösung<br />
Unterschied: Wasserstoff wird durch Elektrolyse hergestellt (einfacher handhabbar<br />
als Zufuhr durch eine Gasflasche).
8 Lösungen 29<br />
A 3.3 Pluspol (Katho<strong>de</strong>): 2H 3 O + /H 2 (Pt)<br />
Minuspol (Ano<strong>de</strong>): Zn/Zn 2+<br />
Kurzschreibweise: Zn/Zn 2+ //2H 3 O + /H 2 (Pt)<br />
A 3.4 Katho<strong>de</strong>: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O<br />
Ano<strong>de</strong>: Zn Zn 2+ + 2 e -<br />
A 3.5 Zn/Zn 2+ -Halbzelle ist negativ gela<strong>de</strong>n, d.h. sie bil<strong>de</strong>t <strong>de</strong>n elektrisch negativen Pol. Zink hat<br />
ein größeres Reduktionsvermögen als Wasserstoff.<br />
0 An bei<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n entstehen Gasbläschen. Das am Pluspol entstehen<strong>de</strong> Gas riecht nach<br />
„Schwimmbad“.<br />
A 4.2 Plus-Pol: 2 Cl - Cl 2 + 2 e -<br />
Minus-Pol: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O<br />
A 4.3 Die Spannung zwischen <strong>de</strong>n bei<strong>de</strong>n Polen beträgt 1,36 V. Da <strong>die</strong> Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> Chlorid-<br />
Ionen und <strong><strong>de</strong>r</strong> Oxonium-Ionen 1 mol·L -1 beträgt, ist <strong>die</strong> gemessene Spannung gleichzeitig<br />
das Redoxpotential (dass bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong>die</strong> Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong> Ionen etwas geringer<br />
wird, kann vernachlässigt wer<strong>de</strong>n.).<br />
A 4.4 theoretisch müssen sich folgen<strong>de</strong> Werte ergeben:<br />
Galvanische Zelle<br />
Zellspannung / V<br />
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl - 0,29<br />
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl - 0,82<br />
2I - /I 2 //Br 2 /2Br - 0,53<br />
A 4.5 Die Literaturwerte für <strong>die</strong> Redoxpotentiale sind:<br />
E 0 (2Cl - /Cl 2 ) = + 1,36 V (wie bei Versuch 4.3 gemessen)<br />
E 0 (2Br - /Br 2 ) = + 1,07 V<br />
E 0 (2I - /I 2 ) = + 0,54 V<br />
Die Werte wer<strong>de</strong>n aus <strong>de</strong>n Zellschemata <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuche gemäß U = E A –E D jeweils erhalten.<br />
Wur<strong>de</strong> sauber gearbeitet, so müssten <strong>die</strong> Fehler klein bleiben.<br />
A 4.6 Allgemein: Die in <strong><strong>de</strong>r</strong> galvanischen Zelle ablaufen<strong>de</strong> Zellreaktion ist eine Umkehrung <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Elektrolysereaktion.<br />
Genauer: Die Polung bleibt bei bei<strong>de</strong>n Zellen gleich, da bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Galvanischen Zelle genau<br />
<strong>die</strong> Rückreaktionen ablaufen ist hier dann Oxidation/Reduktion, Ano<strong>de</strong>/Katho<strong>de</strong> und Donator-/Akzeptor-Halbzelle<br />
jeweils an<strong><strong>de</strong>r</strong>sherum.<br />
A 4.7 Analog zu V 4.2 kann auch in einem U-Rohr mit Fritte in <strong>de</strong>n einen Schenkel Salzsäure, in<br />
<strong>de</strong>n an<strong><strong>de</strong>r</strong>en eine Natriumchlorid-Lösung eingefüllt wer<strong>de</strong>n. In bei<strong>de</strong> Schenkel wird entwe<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
eine Kohleelektro<strong>de</strong> eingetaucht o<strong><strong>de</strong>r</strong> in <strong>die</strong> Salzsäure eine Platinelektro<strong>de</strong> und in <strong>die</strong><br />
Kochsalzlösung eine Kohleelektro<strong>de</strong>. Die Halbzelle mit Salzsäure wird als –Pol/Katho<strong>de</strong> geschaltet,<br />
<strong>die</strong> Kochsalz-Halbzelle als +Pol/Ano<strong>de</strong>. An <strong><strong>de</strong>r</strong> Katho<strong>de</strong> entwickelt sich Wasserstoff<br />
und damit eine Wasserstoffhalbzelle, an <strong><strong>de</strong>r</strong> Ano<strong>de</strong> Chlor und damit eine Chlor-Halbzelle.<br />
Wird <strong>die</strong> Stromquelle durch ein Messgerät ersetzt kann <strong>die</strong> Spannung von 1,36 abgelesen<br />
wer<strong>de</strong>n. Die Reaktionsschemata sind i<strong>de</strong>ntisch mit <strong>de</strong>nen bei A 4.2.<br />
A 4.8 Nein. Die Wasserstoffhalbzelle (Standard-Elektro<strong>de</strong>) ist auch über eine Oxoniumionen-<br />
Konzentration von c(H 3 O + ) = 1 mol·L -1 <strong>de</strong>finiert. Die Zelle wür<strong>de</strong> theoretisch eine Spannung<br />
von U = 0,95 V liefern. (<strong>die</strong> genaue Erklärung ist zum jetzigen Zeitpunkt noch nicht<br />
möglich!)<br />
A 4.9 Ja. Da <strong>die</strong> Halogene alle positive Redoxpotentiale haben fungieren sie mit <strong>de</strong>n meisten Metallen<br />
als Akzeptor-Halbzelle, sinnvollerweise betrachtet man <strong>die</strong> Messung allgemein mit einem<br />
unedlen Metall wie z.B. Zink, <strong>die</strong>se Halbzelle ist (wie auch bei einem Zn/Cu-Element)<br />
Donator-Halbzelle, Zinkionen gehen also in Lösung.<br />
allgemeine Reaktionsschemata (Me – Metall; X – Halogen)
8 Lösungen 30<br />
Donator-HZ: Me Me 2+ + 2e -<br />
Akzeptor-HZ: X 2 + 2 e - 2 X -<br />
Me + X 2 Me 2+ + 2 X -<br />
Ein Aufbau könnte so aussehen, dass man zunächst Zinkchlorid an Kohleelektro<strong>de</strong> elektrolysiert,<br />
dann wird <strong>die</strong> Spannung gemessen. Es bil<strong>de</strong>t sich bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse ein metallischgrauer<br />
Belag an <strong><strong>de</strong>r</strong> Ano<strong>de</strong>/-Pol, an <strong><strong>de</strong>r</strong> Katho<strong>de</strong>/+Pol ist Gasentwicklung zu beobachten.<br />
Bei Zinkchlorid ergibt sich eine Spannung von U = 2,12 V.<br />
(Anmerkung: wird <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuch mit Zinkiodid durchgeführt, so kann <strong>die</strong> Lösung mit etwas<br />
Stärke-Lösung versetzt wer<strong>de</strong>n. Das entstehen<strong>de</strong> Iod färbt <strong>die</strong> Lösung <strong>de</strong>utlich sichtbar<br />
tiefblau)<br />
A 5.1 Beobachtungen: Nach einigen Tagen setzen sich dunkle Kristalle am unteren En<strong>de</strong> <strong>de</strong>s<br />
Zinkbleches ab, das vorher blanke Blech wird oben matt und löchrig.<br />
A 5.2 Bei <strong>de</strong>n Kristallen kann es sich nur um elementares Zink han<strong>de</strong>ln, da außer Wasser nur<br />
Zinksulfat in <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösung vorhan<strong>de</strong>n ist, <strong>die</strong>ses aber weiß ist. Wenn Zinkionen zu Zink reagieren<br />
ist eine Reduktion abgelaufen: Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn(s)<br />
A 5.3 Die Elektronen können nur aus <strong>de</strong>m Zink selber kommen („Elektronen können nicht<br />
schwimmen“ – sie können nicht aus <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösung stammen). Also muss noch irgendwo eine<br />
Oxidation ablaufen. Dies wird verständlich, wenn man sich klar macht, dass <strong>die</strong> Zinkionen-<br />
Konzentration im oberen Teil <strong>de</strong>s Reagenzglases gering ist. Hier kann also <strong>die</strong> Rückreaktion<br />
ablaufen: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
A 5.5 Die Zelle mit <strong><strong>de</strong>r</strong> verdünnten Lösung ist <strong><strong>de</strong>r</strong> Plus- <strong>die</strong> mit <strong><strong>de</strong>r</strong> konzentrierten <strong><strong>de</strong>r</strong> Minus-Pol.<br />
A 5.6 In <strong><strong>de</strong>r</strong> Halbzelle mit <strong><strong>de</strong>r</strong> verdünnten Lösung wer<strong>de</strong>n eher Zink-Ionen in Lösung gehen als in<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> mit <strong><strong>de</strong>r</strong> konzentrierten Lösung, da <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösungsdruck größer ist <strong>die</strong> Zinkatome wer<strong>de</strong>n<br />
oxi<strong>die</strong>rt und gehen als Ionen in Lösung, in <strong><strong>de</strong>r</strong> Zelle mit <strong><strong>de</strong>r</strong> konzentrierten Lösung ist <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Abschei<strong>de</strong>druck größer, <strong>die</strong> Zinkionen aus <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösung schei<strong>de</strong>n sich am Metall ab und wer<strong>de</strong>n<br />
reduziert und entla<strong>de</strong>n. Diese Vorgänge laufen theoretisch so lange ab, bis es zu einem<br />
Ausgleich <strong><strong>de</strong>r</strong> Konzentrationen gekommen ist.<br />
konzentrierte Lösung<br />
verdünnte Lösung<br />
Zn 2+ (aq) + 2 e - <br />
Zn<br />
Zn Zn 2+ (aq) + 2<br />
e -<br />
Akzeptor-Halbzelle/Reduktion/Katho<strong>de</strong>/Pluspol<br />
Donator-Halbzelle/Oxidation/Ano<strong>de</strong>/Minuspol<br />
A 6.1<br />
A 6.2<br />
Beim Eintauchen in <strong>die</strong> Schwefelsäure entwickeln sich an <strong><strong>de</strong>r</strong> Zinkelektro<strong>de</strong> Gasblasen,<br />
beim Kurzschließen <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektro<strong>de</strong>n zeigt sich zusätzlich auch bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupferelektro<strong>de</strong> eine<br />
Gasentwicklung. Zu Beginn beträgt <strong>die</strong> Spannung U = 1,1 V, später U = 0,7 V.<br />
Beim Eintauchen in <strong>die</strong> Schwefelsäure löst sich Zink als unedles Metall unter Wasserstoffbildung<br />
(E 0 (Zn/Zn 2+ ) = - 0,76 V):<br />
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)<br />
während Kupfer als edleres Metall nicht reagiert (E 0 (Cu/Cu 2+ ) = 0,35 V) .<br />
An <strong>de</strong>n Phasengrenzen Metall/Lösung bil<strong>de</strong>n sich folgen<strong>de</strong> Gleichgewichte aus:<br />
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -<br />
Da <strong>die</strong> Ten<strong>de</strong>nz zur Elektronenabgabe bei Zink größer ist als bei Kupfer (s.o.), herrscht an<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Elektro<strong>de</strong> ein Elektronenüberschuss gegenüber <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupferelektro<strong>de</strong>, wodurch <strong>die</strong><br />
anfängliche Spannung zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n entsteht.
8 Lösungen 31<br />
A 6.3<br />
A 6.4<br />
A 6.5<br />
Verbin<strong>de</strong>t man <strong>die</strong> Kupfer- und <strong>die</strong> Zink-Elektro<strong>de</strong> leitend miteinan<strong><strong>de</strong>r</strong>, so fließen Elektronen<br />
vom Zink zum Kupfer. Dort wer<strong>de</strong>n sie von <strong>de</strong>n Oxoniumionen <strong><strong>de</strong>r</strong> Schwefelsäure<br />
aufgenommen, sodass Wasserstoff entsteht:<br />
Minus-Pol: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Plus-Pol: 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)<br />
U = 0,35 V + 0,76 V = 1,1 V<br />
Diese anfängliche Spannung ist charakteristisch für das Redoxpaar Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu.<br />
Nach Stromfluss liegt das Redoxpaar Zn/Zn 2+ //2 H 3 O + /H 2 vor:<br />
U = 0 V + 0,76 V = 0,76 V.<br />
In bei<strong>de</strong>n Elementen wer<strong>de</strong>n am Minus-Pol Zink-Atome oxi<strong>die</strong>rt. Im Daniell-Element liegen<br />
am Plus-Pol Kupferionen vor, sodass <strong>die</strong>se Kupferionen reduziert wer<strong>de</strong>n können, während<br />
im Volta-Element Oxoniumionen reduziert wer<strong>de</strong>n.<br />
Versuch a<br />
Schließt man <strong>die</strong> Kupfer- und Zinkelektro<strong>de</strong> an ein Voltmeter an, so kann man eine Spannung<br />
zwischen 0,8 und 1,2 V messen.<br />
Versuch b<br />
An <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink-Elektro<strong>de</strong> kann eine sehr schwache, an <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfer-Elektro<strong>de</strong> eine starke Gasentwicklung<br />
beobachtet wer<strong>de</strong>n.<br />
zu A 6.6<br />
Abb. 8.1 Vorgänge in einem Zink/Kupfer-Element<br />
A 6.7<br />
Minus-Pol / Ano<strong>de</strong> / Oxidation Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -<br />
Plus-Pol / Katho<strong>de</strong> / Reduktion 2 H 3 O + (aq) H 2(g +<br />
2<br />
H 2 O(l)<br />
Gesamtreaktion Zn(s) + 2 H 3 O + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 H 2(g +<br />
2<br />
H 2 O(l)<br />
Ano<strong>de</strong>:
8 Lösungen 32<br />
• Zink-Atome gehen als Zink-Ionen in Lösung (Oxidation).<br />
• Die Elektronen bleiben in <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektro<strong>de</strong> (Zink-Gegenstand) zurück (Minus-Pol) und wan<strong><strong>de</strong>r</strong>n<br />
über das Kabel zum Voltmeter und dann zum Plus-Pol, <strong>de</strong>m Kupferblech.<br />
Katho<strong>de</strong>:<br />
• Elektronen vom Plus-Pol (Kupfer-Gegenstand) wer<strong>de</strong>n an Oxonium-Ionen <strong>de</strong>s Obst-Saftes<br />
abgegeben. Es bil<strong>de</strong>t sich Wasserstoff (Reduktion).<br />
A 6.8<br />
Da sich giftige Schwermetall-Ionen in <strong>de</strong>m Obst befin<strong>de</strong>n, darf <strong>die</strong>ses nicht mehr gegessen wer<strong>de</strong>n.<br />
Versuch c<br />
Ein Knacken im Kopfhörer zeigt elektrischen Strom an.<br />
Versuch d<br />
Beobachtung:<br />
Deutung:<br />
Es ist eine höhere Spannung messbar.<br />
Die Spannungen, <strong>die</strong> sich zwischen <strong>de</strong>n Blechen in je<strong><strong>de</strong>r</strong> Zitrone aufbauen, ad<strong>die</strong>ren<br />
sich. Im I<strong>de</strong>alfall (experimentell selten zu erreichen!) misst man daher <strong>die</strong> x-<br />
fache Spannung vom ersten Versuch (x = Anzahl <strong><strong>de</strong>r</strong> Zitronen).<br />
Das kann man sich wie folgt vorstellen: Im Kupfer-Gegenstand <strong><strong>de</strong>r</strong> ersten Zitrone<br />
herrscht ein Elektronen-Mangel, da sich Oxonium-Ionen aus <strong><strong>de</strong>r</strong> Lösung bevorzugt<br />
am Blech reduziert, und dabei Elektronen verbraucht wer<strong>de</strong>n. Dieser Elektronen-<br />
Mangel wird über das Kabel an <strong>de</strong>n Zink-Gegenstand <strong><strong>de</strong>r</strong> nächsten Zitrone weitergegeben.<br />
Dadurch wird dort das Bestreben <strong>de</strong>s Zinks, in Lösung zu gehen und dabei<br />
Elektronen im Blech zurückzulassen, noch verstärkt, <strong>de</strong>nn dadurch wird <strong><strong>de</strong>r</strong> E-<br />
lektronen-Mangel etwas vermin<strong><strong>de</strong>r</strong>t. Das vermehrte „In-Lösung-gehen" <strong>de</strong>s Zinks<br />
hat nun wie<strong><strong>de</strong>r</strong> zur Folge, dass mehr Elektronen zum Kupfer-Gegenstand transportiert<br />
wer<strong>de</strong>n können. (Dort können sich nun mehr Wasserstoff-Moleküle bil<strong>de</strong>n,<br />
usw.)<br />
Bei gleichzeitiger Verwendung von mehreren han<strong>de</strong>lsüblichen Batterien (Monozellen)<br />
in einem Elektrogerät muss aus <strong>de</strong>m gleichen Grund auf <strong>die</strong> richtige Orientierung<br />
geachtet wer<strong>de</strong>n.<br />
Abb. 8.2 Reihenschaltung
33<br />
9 Chemikalien und Materialien<br />
9.1 Übersicht <strong><strong>de</strong>r</strong> benötigten Materialien<br />
Alle Mengenangaben beziehen sich auf jeweils eine Schülergruppe. Es ist ratsam, min<strong>de</strong>stens für 3<br />
Schülergruppen gleichzeitig das Material bereitzuhalten.<br />
9.1.1 Glasgeräte<br />
6 50 mL Bechergläser (BG)<br />
5 100 mL Bechergläser<br />
U-Rohr<br />
U-Rohr (dreischenklig)<br />
9.1.2 Elektro<strong>de</strong>n<br />
Eisen<br />
Kupfer<br />
Silber<br />
Zink<br />
Eisenblech<br />
Kupferblech<br />
3 U-Rohre mit Fritte<br />
Trichter<br />
6 RG mit passen<strong>de</strong>n Stopfen<br />
6 Pipetten<br />
Silberblech<br />
Zinkblech<br />
2 Platin-Elektro<strong>de</strong>n<br />
6 Graphit-Elektro<strong>de</strong>n mit Stopfen<br />
Graphit-Elektro<strong>de</strong>n<br />
metallische Gegenstän<strong>de</strong>: Nägel, Schrauben (keine Legierungen; gleiche Oberfläche, <strong>die</strong> in <strong>die</strong><br />
Frucht eintaucht) aus Zink (5x), Kupfer (5x) für Zitronenbatterie<br />
9.1.3 Messgeräte etc.<br />
mehrere Spannungsmessgeräte (Voltmeter)<br />
Kabel<br />
12 Krokodil-Klemmen<br />
9.1.4 Sonstiges<br />
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle<br />
weiches Tuch<br />
Pasteurpipette<br />
Filterpapier<br />
RG-Stän<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
niedrigohmiger Elektromotor<br />
Spannungsquelle<br />
Stativ mit Klammer<br />
Schutzbrille<br />
Messer<br />
Kopfhörer<br />
alter Wecker
9 Chemikalien und Materialien 34<br />
9.2 Übersicht über <strong>die</strong> benötigten Chemikalien<br />
Lösungen Eisen(II)-sulfat c =1 mol·L -1 Xn R: 22 S: 24/25 (Xn: w≥ 25%)<br />
Lösung muss mit Schwefelsäure stabilisiert wer<strong>de</strong>n, da sonst zügige Oxidation zum<br />
Eisen(III) erfolgt!<br />
Kupfersulfat c =1 mol·L -1 Xn R: 22-36/38 S: 2-22 (Xn: w≥ 25%)<br />
Silbernitrat c =1 mol·L -1 C R: 34 S: ½-26-45<br />
(Xi: 5%≤ w
35<br />
10 Hinweise für Lehrerkräfte<br />
10.1 Aufbauten für elektrochemische Versuche<br />
Die Konzentrationen von 1 mol·L -1 müssen nicht unbedingt eingehalten wer<strong>de</strong>n, geben aber hier<br />
eine sinnvolle Größenordnung an: so ist <strong>die</strong> Abscheidung von Silber auf <strong>de</strong>m Eisenblech besser zu<br />
beobachten und <strong>die</strong> Farbän<strong><strong>de</strong>r</strong>ung <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupfersulfatlösung ist <strong>de</strong>utlich zu sehen. Wo es sinnvoll ist<br />
haben wir <strong>die</strong> Konzentrationen auf 0,1 mol·L -1 herabgesetzt.<br />
Durch <strong>die</strong> hier eigentlich nicht notwendigen exakten Konzentrationen kann u.U. auf das Ansetzen<br />
von Lösungen verzichtet wer<strong>de</strong>n, da <strong>die</strong> verwen<strong>de</strong>ten Lösungen in an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Versuchen erneut verwen<strong>de</strong>t<br />
wer<strong>de</strong>n. Allerdings muss dann darauf geachtet wer<strong>de</strong>n, dass <strong>die</strong> Lösungen nicht verschmutzt<br />
wer<strong>de</strong>n, wie es laut Versuchsanleitung zwingend geschieht!<br />
10.2 zu: 2 Erweiterung <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannungsreihe I: Nichtmetalle<br />
10.2.1 Voraussetzungen<br />
- Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle<br />
10.2.2 Glie<strong><strong>de</strong>r</strong>ung <strong><strong>de</strong>r</strong> Versuche<br />
V 4.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen<br />
V 4.2 Galvanisches Element aus Wasserstoff- und Chlorhalbzelle<br />
V 6.1 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen<br />
10.2.3 Hinweise zum Experimentieren<br />
Bei Verwendung von Tropfflaschen für Chlor- und Bromwasser muss bei V 2.1 nicht unter <strong>de</strong>m<br />
Abzug gearbeitet wer<strong>de</strong>n, da hierbei Chlor und Brom sofort reduziert wer<strong>de</strong>n und somit <strong>die</strong> Kontamination<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Raumluft weitgehend vermie<strong>de</strong>n wird. Das ist auch ein Grund, weshalb bei <strong>de</strong>n<br />
Einzelversuchen auf <strong>die</strong> Kombination KCl(aq) und Bromwasser verzichtet wur<strong>de</strong>.<br />
Nicht verzichtet wer<strong>de</strong>n kann hingegen auf <strong>de</strong>n Abzug bei V 4.2. Daher folgen<strong><strong>de</strong>r</strong> Vorschlag: Man<br />
lässt nur <strong>die</strong> erste bzw. <strong>die</strong> zwei ersten Gruppen <strong>die</strong> drei galvanischen Elemente herstellen, in<strong>de</strong>m<br />
sie unter <strong>de</strong>m Abzug arbeiten, <strong>die</strong> an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Gruppen führen dann an ihrem Arbeitsplatz nur noch<br />
<strong>die</strong> Spannungsermittlungen durch.<br />
Um <strong>die</strong> Vorbereitung für <strong>die</strong> Versuche zu vereinfachen, wur<strong>de</strong>n für <strong>die</strong> Versuche gleiche und<br />
gleichkonzentrierte Salzlösungen gewählt, <strong>die</strong> vorher in größerer Menge hergestellt wer<strong>de</strong>n können.<br />
10.3 zu: 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektro<strong>de</strong> als Bezugselektro<strong>de</strong><br />
Die Verwendung von Salzsäure birgt das Problem <strong>de</strong>s bei <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse entstehen<strong>de</strong>n Chlors. Das<br />
Arbeiten unter <strong>de</strong>m Abzug kann dadurch umgangen wer<strong>de</strong>n, dass nur kurz (weniger als 1 min)<br />
elektrolysiert wird, so wird das entstehen<strong>de</strong> Chlor nahezu vollständig im Wasser gelöst. Die Spannung<br />
muss dabei gering gehalten wer<strong>de</strong>n, so dass an <strong><strong>de</strong>r</strong> Ano<strong>de</strong> kaum o<strong><strong>de</strong>r</strong> keine Gasentwicklung<br />
zu beobachten ist.<br />
10.4 zu: 6.2 Die Zitronenbatterie<br />
10.4.1 V 6.2 Herstellung von Zitronenbatterien mit unterschiedlicher Energie<br />
Ein weiterer Versuch, <strong><strong>de</strong>r</strong> das Entstehen <strong><strong>de</strong>r</strong> Spannung in <strong><strong>de</strong>r</strong> Zitronenbatterie erklärt, ist auf folgen<strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Internet-Seite zu fin<strong>de</strong>n:<br />
http://www.u-helmich.<strong>de</strong>/che/12/02-ec/1-red/seite2.html<br />
Dabei wird mit Hilfe von gelbem Blutlaugensalz Kupfer nachgewiesen und durch Gleichgewichtsreaktionen<br />
das Zustan<strong>de</strong>kommen <strong>de</strong>s Ladungsunterschie<strong>de</strong>s zwischen <strong><strong>de</strong>r</strong> Zink- und <strong><strong>de</strong>r</strong> Kupferelektro<strong>de</strong><br />
erklärt.
10 Hinweise für Lehrerkräfte 36<br />
10.5 Hilfekarten zu Kapitel 4<br />
Die Hilfekarten könne zur selbstgesteuerten Binnendifferenzierung für das schwierige Kapitel 4<br />
verwen<strong>de</strong>t wer<strong>de</strong>n. Dazu wer<strong>de</strong>n sie ausgeschnitten, an <strong>de</strong>n gestrichelten Linien geknickt und zur<br />
Stabilisierung einlaminiert (o<strong><strong>de</strong>r</strong> auf Karteikarten geklebt).<br />
zu A 4.2 Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionen, <strong>die</strong> bei<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong><strong>de</strong>r</strong> Salzsäure an <strong>de</strong>n bei<strong>de</strong>n<br />
Polen ablaufen.<br />
Beachten Sie: An bei<strong>de</strong>n Polen sind Gase entstan<strong>de</strong>n.<br />
1. Das Gas am Pluspol können Sie durch seinen<br />
Geruch i<strong>de</strong>ntifizieren.<br />
2. Welche Gase sind theoretisch sonst noch<br />
<strong>de</strong>nkbar?<br />
3. Formulieren Sie <strong>die</strong> Redox-Schemata für<br />
beteiligten Gase und entschei<strong>de</strong>n Sie, welches<br />
Gas am Minus-Pol entstan<strong>de</strong>n ist!<br />
Lösung zur Hilfsaufgabe zu A 4.2<br />
1. Am Plus-Pol ist Chlor entsandten<br />
(„Schwimmbad-Geruch“) gemäß<br />
2 Cl - Cl 2 + 2 e -<br />
2. Da Salzsäure eine wässrige Lösung von<br />
Chlorwasserstoff ist liegen folgen<strong>de</strong> Stoff<br />
hier vor: Oxonium-Ionen, Wasser-Moleküle<br />
und Chlorid-Ionen. Es können also theoretisch<br />
noch Sauerstoff und Wasserstoff entstehen.<br />
Die Entstehung von Sauerstoff wäre<br />
aber eine Oxidation, wür<strong>de</strong> also genau wie<br />
Sauerstoff am Pluspol ablaufen:<br />
6 H 2 O O 2 + 4 H 3 O + + 4 e -<br />
3. Die Entstehung von Wasserstoff hingegen<br />
ist eine Reduktion und verläuft am Minus-<br />
Pol: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O<br />
Also muss am Minuspol Wasserstoff entstehen!<br />
zu A 4.3 Bestimmen Sie aus <strong><strong>de</strong>r</strong> gemessenen<br />
Spannung das Redoxpotential für <strong>die</strong> Chlor-<br />
Halbzelle! Begrün<strong>de</strong>n Sie Ihren Lösungsweg!<br />
Antworten zu <strong>de</strong>n Hilfsfragen zu A 4.3<br />
Hilfsfragen:<br />
1. Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsschemata <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
bei<strong>de</strong>n beteiligten Halbzellen!<br />
2. Stellen Sie das Zelldiagramm auf!<br />
3. Wie groß ist jeweils <strong>die</strong> Konzentration <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
beteiligten Ionen?<br />
4. Wie ist ein Normalpotential <strong>de</strong>finiert?<br />
1. 2 H 2 O + H 2 2 H 3 O + + 2 e -<br />
Cl 2 + 2 e - 2 Cl -<br />
2. Zelldiagramm H 2 /2 H 3 O + //Cl 2 /2 Cl -<br />
3. Die Konzentrationen betragen jeweils<br />
1 mol·L -1 . Die geringen Verän<strong><strong>de</strong>r</strong>ungen<br />
während <strong><strong>de</strong>r</strong> Durchführung können vernachlässigt<br />
wer<strong>de</strong>n.<br />
4. Das Normalpotential einer Halbzelle wird<br />
gemessen, in<strong>de</strong>m man <strong>die</strong> Spannung <strong><strong>de</strong>r</strong><br />
Halbzelle bei einer Konzentration von<br />
1 mol·L -1 gegen eine Normalwasserstoff-<br />
Halbzelle misst.
10 Hinweise für Lehrerkräfte 37<br />
zu A 4.4 Notieren Sie Ihre ermittelten Span-<br />
nungswerte in <strong>die</strong> Tabelle:<br />
Es müssten sich ziemlich genau (Abweichung<br />
unter 0,1 V) folgen<strong>de</strong> Werte ergeben:<br />
Galvanische Zelle Zellspannung / V<br />
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl - 0,29<br />
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl - 0,82<br />
2I - /I 2 //Br 2 /2Br - 0,53<br />
zu A 4.5 Berechnen Sie mit Hilfe Ihrer Lösung<br />
zu A 4.3 <strong>die</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> 3 Halogenhalbzellen<br />
und vergleichen Sie <strong>die</strong>se mit <strong>de</strong>n<br />
Literaturwerten.<br />
Antwort zur Hilfsfrage zu A 4.5<br />
Die Literaturwerte für <strong>die</strong> Redoxpotentiale sind:<br />
E 0 (2Cl - /Cl 2 ) = + 1,36 V (wie bei Versuch<br />
4.3 gemessen)<br />
E 0 (2Br - /Br 2 ) = + 1,07 V<br />
E 0 (2I - /I 2 ) = + 0,54 V<br />
Wie kann man aus gemessenen Potentialdifferenzen<br />
<strong>die</strong> Redoxpotentiale berechnen? Welche<br />
Angabe benötigt man hierzu außer <strong><strong>de</strong>r</strong> Messung?<br />
Zusätzlich zu <strong>de</strong>n gemessenen Werten benötigen<br />
Sie noch ein Bezugssystem! Dieses haben<br />
Sie im ersten Versuch aber bereits erhalten,<br />
Vgl. A 4.3!
10 Hinweise für Lehrerkräfte 38<br />
zu A 4.6 Erläutern Sie <strong>de</strong>n Zusammenhang zwischen<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse-Zelle und <strong><strong>de</strong>r</strong> Galvanischen<br />
Zelle.<br />
Machen Sie sich nochmals klar, was <strong><strong>de</strong>r</strong> Unterschied<br />
zwischen einer Elektrolyse und einer<br />
Galvanischen Zelle ist!<br />
Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsschemata und<br />
ordnen Sie zu: Polung; Oxidation/Reduktion;<br />
Ano<strong>de</strong>/Katho<strong>de</strong>; Donator/Akzeptor<br />
zu A 4.7 Die direkte Bestimmung <strong>de</strong>s Redoxpo-<br />
tentials von Chlor kann experiment<br />
ell noch auf<br />
einem an<strong><strong>de</strong>r</strong>en Weg erfolgen als über <strong>die</strong> Elekt-<br />
rolyse von Salzsäure . Beschreiben Sie <strong>die</strong>sen<br />
Versuch.<br />
Lösungen zu <strong>de</strong>n Hilfsfragen zu A 4.7<br />
1. Welche bei<strong>de</strong>n Halbzellen wer<strong>de</strong>n benötigt?<br />
2. Wie können <strong>die</strong>se erzeugt wer<strong>de</strong>n?<br />
1. Es wer<strong>de</strong>n eine Chlor- und eine Wasserstoffhalbzelle<br />
benötigt.<br />
2. Die Wasserstoffhalbzelle wird durch <strong>die</strong><br />
Elektrolyse von Salzsäure erhalten,<br />
Die Chlorhalbzelle kann auch durch <strong>die</strong><br />
Elektrolyse je<strong><strong>de</strong>r</strong> an<strong><strong>de</strong>r</strong>er Chloridionenhaltiger<br />
Lösung erhalten wer<strong>de</strong>n.
10 Hinweise für Lehrerkräfte 39<br />
zu A 4.8 St<br />
ellen Sie eine begrün<strong>de</strong>te Hypothese<br />
auf, ob <strong>die</strong> Elektrolyse einer Natriumchlorid-<br />
Lösung <strong><strong>de</strong>r</strong> Stoffmengenkonzentration von c =<br />
1 mol·L-1 bei gleichen Versuchsbedingungen<br />
nach <strong><strong>de</strong>r</strong> Elektrolyse <strong>die</strong> gleiche Spannung zwischen<br />
<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n liefert wie Salzsäure mit<br />
<strong><strong>de</strong>r</strong> Konzentration 1 mol·<br />
L-1!<br />
Was ist <strong>die</strong> Definition einer Wasserstoffhalbzelle?<br />
Liegt hier eine solche vor?<br />
Eine Wasserstoffhalbzelle ist aufgebaut aus<br />
einem Platinblech, dass in eine Lösung mit einer<br />
Oxoniumionen-Konzentration von c = 1<br />
mol·L -1 eintaucht und von Wasserstoff mit einem<br />
Druck von 1013 hPa umspült wird.<br />
Hier liegt auch keine vereinfachte Wasserstoffhalbzelle<br />
vor, da <strong>die</strong> Oxoniumionen-<br />
Konzentration sehr viel geringer ist (Größenordnung:<br />
ca. 10 -7 mol·L -1 )<br />
zu A 4.9 Ließe sich das Redoxpotential eines<br />
Halogens auch mit einer Metallhalbzelle bestim-<br />
men?<br />
Ordnen Sie <strong>die</strong> Redoxpotentiale <strong><strong>de</strong>r</strong> Halogene in<br />
<strong>die</strong> Spannungsreihe <strong><strong>de</strong>r</strong> Metalle ein!<br />
Skizzieren Sie einen Aufbau!<br />
Machen Sie sich klar, in welcher Zelle bei einem<br />
typischen Aufbau so oxi<strong>die</strong>rt wird, in welcher<br />
reduziert!<br />
Stellen Sie <strong>die</strong> entsprechen<strong>de</strong>n Reaktionsschemata<br />
auf!
10 Hinweise für Lehrerkräfte 40<br />
11 Quellen<br />
Kapitel 6.1 Volta-Element: verän<strong><strong>de</strong>r</strong>t nach Materialien-Handbuch Kursunterricht Chemie, Aulis-<br />
Verlag<br />
Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie: verän<strong><strong>de</strong>r</strong>t nach Material - Lernen an Stationen Erarbeitungs-Zirkel<br />
– Redoxreaktionen bei Metallen (<strong>Elektrochemie</strong>) Klasse 10
41<br />
12 Anhang<br />
Standard-Redoxpotentiale (bei 25°C)<br />
Reduzierte Form Oxi<strong>die</strong>rte Form + z e - E° / V<br />
2 F - (aq) F 2 (g) + 2 e - + 2,87<br />
O 2 (g)+ 2 H 2 O(l) O 3 (g) + 2 H + (aq) + 2 e - + 2,07<br />
2 SO 2- 4 (aq) S 2 O 2- 8 (aq) + 2 e - + 2,05<br />
2 H 2 O(l) H 2 O 2 (aq) + 2 H + (aq) + 2 e - + 1,78<br />
Pb 2+ (aq) Pb 4+ (aq) + 2 e - + 1,67<br />
Cl 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 HClO(aq) + 2 H + (aq) + 2 e - + 1,63<br />
Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O(l) MnO - 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - + 1,51<br />
Au(s) Au + (aq) + e - + 1,41<br />
Pt(s) Pt 2+ (aq) + 2 e - + 1,20<br />
2 Br - (aq) Br 2 (l) + 2 e - + 1,09<br />
NO(g) + 2 H 2 O(l) NO - 3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e - + 0,96<br />
Cl - (aq) + 2 OH - (aq) ClO - (aq) + H 2 O + 2 e - + 0,89<br />
Hg(l) Hg 2+ (aq) + 2 e - + 0,85<br />
NO 2 (g) + H 2 O NO - 3 + 2 H + + e - + 0,80<br />
Ag(s) Ag + (aq) + 2 e - + 0,80<br />
Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - + 0,77<br />
2 I - (aq) I 2 (s) + 2 e - + 0,54<br />
3 I - (aq) I - 3 (aq) + 3 e - + 0,53<br />
Cu(s) Cu + (aq) + e - + 0,52<br />
Ni(OH) 2 (s) + OH - (aq) NiOOH(s) + H 2 O(l) + e - + 0,49<br />
4 OH - (aq) O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e - + 0,40<br />
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - + 0,35<br />
H 2 (g) 2 H + (aq) + 2 e - 0 (Def.)<br />
Fe(s) Fe 3+ (aq) + 3 e - - 0,04<br />
Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e - - 0,13<br />
Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e - - 0,14<br />
Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e - - 0,23<br />
Co(s) Co 2+ (aq) + 2 e - - 0,28<br />
Pb(s) + SO 2- 4 (aq) PbSO 4 (s) + 2 e - - 0,36<br />
Cd(s) Cd 2+ (aq) + 2 e - - 0,40<br />
Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e - - 0,41<br />
Cr(s) Cr 2+ (aq) + 2 e - - 0,74<br />
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - - 0,76<br />
Cd(s) + 2OH - (aq) Cd(OH) 2 (s) + 2 e - - 0,81<br />
H 2 (g) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O + 2 e - - 0,83<br />
Mn(s) Mn 2+ (aq) + 2 e - - 1,18<br />
Al(s) Al 2+ (aq) + 3 e - - 1,66<br />
Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e - - 2,36<br />
Na(s) Na + (aq) + e - - 2,71<br />
Ca(s) Ca 2+ (aq) + 2 e - - 2,87<br />
K(s) K + (aq) + e - - 2,92<br />
Li(s) Li + (aq) + e - - 3,04<br />
Anmerkungen:<br />
- Alle Lösungen haben <strong>die</strong> Konzentration c=1mol/L. Dies be<strong>de</strong>utet, dass in Redoxsystemen, in <strong>de</strong>nen<br />
Oxonium- o<strong><strong>de</strong>r</strong> Hydroxidionen vorkommen, sich <strong>die</strong> Angaben stets auf pH=0 bzw. pH=14 beziehen!<br />
- Alle Gase haben einen Druck von p=1013 hPa, vereinfacht nimmt man <strong>die</strong>sen Standarddruck als existent<br />
an.<br />
- Fluor ist in <strong><strong>de</strong>r</strong> obigen Tabelle das stärkste Oxidationsmittel, <strong>die</strong> Reaktion verläuft dort also stets zur<br />
reduzierten Form, Lithium hat das kleinste Standar<strong>de</strong>lektro<strong>de</strong>npotential, ist also das stärkste Reduktionsmittel,<br />
<strong>die</strong> Reaktion verläuft stets zur oxi<strong>die</strong>rten Form.