Lernstraße Grundlagen der Elektrochemie - Chik.die-sinis.de

Unterrichtsreihe
Wenn der Strom nicht aus der Steckdose kommt...
mobile Energiespeicher
Lernstraße
Grundlagen der Elektrochemie
Materialien der Arbeitskreises „Chemie im Kontext“ im Kölner Modell
Version 1.4 (November 2006)
www.chik.die-sinis.de
www.chik.de
www.koelnermodell.de

Diese Materialien wurden vom Kölner ChiK-Set (Leitung: Manuela Raida und Martin Sina) in den
Jahren 2004 und 2005 entwickelt.
Mitglieder des Kölner Sets:
Birgit Feldmann
Claudia Feldmann
Thomas Fröhlich
Evelyne Heumann
Anne Hoerner
Barbara Hölzel
Dr. Jörg Klusemann
Dr. Monika Mitschke
Manuela Raida
Martin Sina
Dr. Markus Wasen
Dr. Margarita Wilhelm
Gymnasium Kreuzgasse, Köln
Städtisches Gymnasium, Rheinbach
Heinrich-Böll-Gesamtschule, Köln
Anna-Freud-Schule, Köln
Gymnasium Kreuzgasse, Köln
Rhein-Sieg-Gymnasium, St. Augustin
Albertus-Magnus-Gymnasium, Köln
Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen
Gesamtschule Kürten, Kürten
Gymnasium am Turmhof, Mechernich
Geschwister-Scholl-Gymnasium, Pulheim
Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen

Inhaltsverzeichnis
0 Theoretischer Vorspann ...........................................................................................2
0.1 Begriffsklärungen .....................................................................................................2
0.2 Aufbauten für elektrochemische Versuche .................................................................4
1 Die Spannungsreihe der Metalle ...............................................................................7
V 1.1 Die Redoxreihe..........................................................................................................7
1.1 Info: Redoxreihe der Metalle.....................................................................................9
1.2 Info: Galvanische Zellen ...........................................................................................9
V 1.2 Spannungsreihe der Metalle .....................................................................................11
2 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle .....................................................12
V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen ........................................12
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode..........................................14
V 3.1 Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle mithilfe der
Standard-Wasserstoff-Elektrode..............................................................................14
4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene....16
V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle ......................16
V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen .....................................................16
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung............................................................................18
5.1 Konzentrationsabhängigkeit der Potentiale...............................................................18
V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle .............................................18
5.2 Konzentrationszellen ..............................................................................................19
V 5.2 Konzentrationszelle..................................................................................................19
5.3 Konzentrationsketten..............................................................................................20
V 5.3 Verdünnungsreihe ...................................................................................................20
V 5.4 Konzentrationskette .................................................................................................20
6 Historische und klassische Elemente .......................................................................21
6.1 Volta-Element ........................................................................................................21
6.2 Die Zitronenbatterie ...............................................................................................22
7 Hilfen....................................................................................................................24
7.1 Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle ........24
7.2 Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der
Redoxpotentiale der Halogene................................................................................24
7.3 Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie ....................................25
7.4 Lösungen - Antworten zu den abgestuften Hilfen 7.3................................................26
8 Lösungen ..............................................................................................................27
9 Chemikalien und Materialien...................................................................................33
9.1 Übersicht der benötigten Materialien .......................................................................33
9.2 Übersicht über die benötigten Chemikalien ..............................................................34
10 Hinweise für Lehrerkräfte.......................................................................................35
10.1 Aufbauten für elektrochemische Versuche ...............................................................35
10.2 Zitronenbatterie .....................................................................................................35
10.3 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle......................................................35
10.4 Hilfekarten zu Kapitel 4 ..........................................................................................36
11 Quellen .................................................................................................................40
12 Anhang .................................................................................................................41
1

2
0 Theoretischer Vorspann
0.1 Begriffsklärungen 1
0.1.1 Strom
Es fließt immer da ein Strom, wo Ladungen sich zielgerichtet bewegen, also in einem elektrischen
Feld oder zum Ausgleich von Potentialdifferenzen. Eine griffige Kurzdefinition für den elektrischen
Strom lautet „bewegte Ladung je Zeiteinheit“. In Metallen kommt der Stromfluss durch Elektronen-,
in Lösungen durch Ionen-Bewegung zustande.
0.1.2 Spannung
Größenzeichen: U
Einheit: Volt V
Potenzialdifferenz U = E/Q (Energie durch Ladung)
Die Spannung entspricht der Arbeit, die man benötigt, um eine elektrische Ladung innerhalb eines
elektrischen Feldes von einem Punkt zu einem anderen Punkt zu verschieben – die Spannung ist in
diesem Fall die Potentialdifferenz zwischen beiden Punkten.
0.1.3 Stromstärke
Größenzeichen: I
Einheit: Ampère A
Die elektrische Stromstärke gibt an, wie viel elektrische Ladung (Elektronen) in einer bestimmten
Zeit transportiert wird. Das Formelzeichen I kommt von der "Intensität" des Stroms.
Definitionsgemäß beträgt die Stromstärke 1 A, wenn sich zwei unendlich lange Leiter, die von dieser
Stromstärke durchflossen werden und parallel zueinander in einem Meter Abstand verlaufen,
mit der Kraft von 2 · 10 -7 Newton anziehen. Ein elektrischer Strom hat die Stromstärke 1 A, wenn
pro Sekunde etwa 6.000.000.000.000.000.000 (6 Trillionen) Elektronen durch den Leiterquerschnitt
fließen.
Beispiele
• Stromstärke I beim Zusammenziehen von Muskeln: 0,015 A
• Tödlicher Stromstoß für Menschen: ca. 0,050 A = 50 mA (Diese Stromstärke wird aufgrund
des Innenwiderstandes des menschlichen Körpers erst ab bestimmten Spannungen erreicht,
so dass gewöhnliche Batterien sowie elektrische Spannungen bis etwa 24 V in der
Regel harmlos sind.)
• Strom beim Betrieb einer Taschenlampe: ca. 0,2 A = 200 mA
• Strom einer Zimmerbeleuchtung: ca. 0,2 A bis 1 A (200 mA bis 1000 mA)
• Strom zum Betrieb einer Elektrolokomotive: über 300 A
• Strom in einem Blitz: ca. 100.000 A
0.1.4 Widerstand
Größenzeichen: R
Einheit: Ohm Ω
Der Widerstand ist als der Quotient aus Spannung (U) und Strom (I) definiert. Wenn im Falle von
Gleichspannung dieser Quotient unabhängig von der Spannung und Zeit eine Konstante ist, so
spricht man von einem ohmschen Widerstand. Das Formelzeichen R kommt von dem englischen
Wort "Resistance". Bei Wechselspannung spielt zusätzlich der kapazitive bzw. der induktive Widerstand
eine Rolle.
1
Vgl. http://www.muenster.org/uiw/index_i.htm (3.10.2004)
Vgl. http://de.wikipedia.org/ (3.10.2004)

0 Theoretischer Vorspann 3
0.1.5 Messung von Stromstärke und Spannung
In der Regel wird heute im Schulunterricht mit digitalen Multimetern gearbeitet.
Um eine Spannung zu ermitteln, wird das Multimeter parallel zur zu messenden Spannung geschaltet.
Es sollte bei Gleichspannungsmessungen, wie sie in der Elektrochemie stets auftreten (warum?)
auf die Polung geachtet werden. Bei Wechselspannungen spielt die Polung keine Rolle. Ist
der Spannungsbereich nicht bekannt, so wird mit der höchsten Spannung begonnen und der
Messbereich so lange niedriger gestellt, bis ein vernünftig abzulesender Wert zu sehen ist. In der
Elektrochemie hat man es typischerweise mit Spannungen von maximal 2 Volt zu tun.
Bei Strömen muss das Multimeter in Reihe mit dem messenden Objekt geschaltet werden. Auch
hier muss bei Gleichströmen auf die Polarität geachtet werden. Hier wird wiederum mit dem größten
einstellbaren Bereich begonnen. Bei besonders hohen Strömen, haben die meisten Multimeter
eine Extra-Messbuchse. Diese ist dann bei entsprechenden Strömen zu benutzen. Es ist noch zu
beachten, dass einige Geräte keine Wechselstrombereiche haben.
Zur Widerstandsmessung wird der zu messende Widerstand an die beiden Messleitungen angeschlossen.
Es ist aber auf jeden Fall darauf zu achten, dass in diesem Messbereich keine Spannung
am Messgerät angelegt werden darf. Dieses hätte unter Umständen die Zerstörung des Multimeters
zur Folge!
0.1.6 Umgang mit Größen und Einheiten
Zurzeit gültig ist das SI-System (Système International d´Unites). Alle anderen Größen sind von
diesen sieben Basisgrößen abgeleitet.
Tabelle 0.1 SI-Größen und -Einheiten
Basisgröße
übliche Symbole
Einheit
Name
Abkürzung
Länge
s, l , b, h, d
das Meter m
Masse m das Kilogramm kg
Zeit t die Sekunde s
elektrische Stromstärke I das Ampere A
Temperatur (thermodynamische) T das Kelvin K
Stoffmenge n das Mol mol
Lichtstärke I v die Candela cd
Im Buchdruck müssen Symbole kursiv geschrieben werden, dagegen Abkürzungen für Einheiten in
Normalschrift.
Bei physikalischen Messwertangaben sind die Symbole der physikalischen Größen immer durch ein
Gleichheitszeichen von den Zahlenwerten und den Abkürzungen der Einheiten getrennt, so dass es
bei den Buchstaben zu keiner Verwechslung der Bedeutung kommen kann.
In Tabellen ist es oft praktisch, wenn die Einheit in der Spalte mit den Messwerten entfallen kann.
Mathematisch korrekt wird hierzu die Größe durch die Einheit dividiert. Im Buchdruck ist dies problemlos
möglich, da durch die kursiven Größenzeichen keine Verwechslung möglich ist, handschriftlich
kann man die Einheit, in der gemessen wird, in eckige Klammern setzen. Beispiel:
Tabelle 0.2 Arbeiten mit Größenzeichen
Größe Wert Gelesen
gedruckt h/m 3
„Höhe h gemessen in Metern: drei“
handschriftlich h [m] 3

0 Theoretischer Vorspann 4
0.2 Aufbauten für elektrochemische Versuche
0.2.1 Elektrochemische Experimente mit dem U-Rohr
Geräte
Chemikalien
U-Rohr mit Fritte
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
Stativmaterial, Kabel, Krokodilklemmen
Spannungsmessgerät
Elektroden aus unterschiedlichen Metallen,
ggf. auch Platin- oder Kohleelektroden
Salzlösungen mit definierter Konzentration
der verwendeten Metalle
Durchführung • Beide Schenkel des U-Rohrs werden mit
Metallsalzlösungen halb gefüllt.
• Die passenden Elektroden werden eventuell
geschmirgelt, in die entsprechenden
Schenkel des U-Rohrs gegeben und mit
den Kabeln an den Spannungsmesser angeschlossen.
Metall-1-
Elektrode
Metall-1-
Salzlösung
Diaphragma (Fritte)
Metall-2-
Elektrode
Metall-2-
Salzlösung
0.2.2 Galvanische Zellen mit Bechergläsern
Geräte
Chemikalien
2 Bechergläser
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
Pasteur-Pipette
Kabel, Krokodilklemmen, Spannungsmessgerät
Elektrolytbrücke (mit 1 % Agar eingedickte KNO 3 -Lösung im gebogenen Glasrohr)
Elektroden aus unterschiedlichen Metallen, ggf. auch Platin- oder Kohleelektroden
Salzlösungen mit definierter Konzentration der oben verwendeten Metalle
Durchführung • Die beiden Bechergläser werden
nebeneinander gestellt und mit
den gereinigten Elektroden bestückt.
• Die Elektroden werden nun mit
Krokodilklemmen und Kabel an
den Spannungsmesser angeschlossen.
• Jedes Becherglas wird mit den
passenden Metallsalzlösungen
halb gefüllt.
• Beide Bechergläser werden
durch die Elektrolytbrücke miteinander
verbunden.
Metall-1-
Elektrode
Metall-1-
Salzlösung
Messgerät
Elektrolytbrücke
Kaliumnitrat-Lösung
Metall-2-
Salzlösung
Metall-2-
Elektrode

0 Theoretischer Vorspann 5
0.2.3 Spannungsmessungen in Petrischalen
Mit Petrischalen kann man elektrochemische Versuche ohne viel Vorbereitung sowohl auf dem Arbeitsplatz
als auch dem Tageslichtprojektor durchführen. Letzteres bietet sich bei Präsentationen
an, weil man auf einer Folie den Aufbau direkt beschriften kann.
Geräte
Chemikalien
Geteilte Petrischalen (zwei, drei oder viergeteilt)
Kabel und Krokodilklemmen
Spannungsmessgerät
gegebenenfalls Platinelektrode oder Kohleelektrode
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
Bierdeckel
Pasteur-Pipetten
Nägel oder Bleche unterschiedlicher Metalle als Elektroden, ggf. auch Platin- oder
Kohleelektroden, Salzlösungen mit definierter Konzentration der oben verwendeten
Metalle
Durchführung • Die Elektroden (Metallbleche oder Metallnägel) werden mit dem Schmirgelpapier
gereinigt.
• Metallbleche werden jeweils in einer Kammer einer Petrischale um den Außenrand
gebogen.
• Nägel werden vorsichtig erhitzt und dann leicht (5 mm) in den Außenrand der
Petrischale eingeschmolzen. Sie werden so in ihrer Kammer fixiert. Beim Einschmelzen
ist darauf zu achten, dass kein Leck entsteht, aus dem Lösungen
fließen können.
• Die Elektroden werden nun mit Krokodilklemmen und Kabel an den Spannungsmesser
angeschlossen.
• Die zu jedem Metall passenden Salzlösungen werden mit der Pipette in die
entsprechenden Kammern eingeführt.
• Mit einem eingeschnittenen Stück Pappe (z. B. aus einem Bierdeckel) wird eine
Salzbrücke zwischen den beiden Kammern gebaut.
Metall-1-Nagel
Salzbrücke
Metall-2-Nagel
Metall-1-Lösung
Metall-2-Lösung
Metall-3-Lösung
Metall-3-Nagel

0 Theoretischer Vorspann 6
0.2.4 Elektrochemischer Experimentierkasten der Fa. Leybold
Geräte
Elektrochemiearbeitsplatz der Fa. MAEY (Leybold-Heraeus-GmbH)
Zellblöcke mit Untersetzschale
Filterpapier
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
Kabel und Krokodilklemmen
Pipette
Spannungsmessgerät
Chemikalien Elektrodenplatten aus unterschiedlichen Metallen
Salzlösungen mit definierter Konzentration der verwendeten Metalle
Durchführung • Die beiden Kunststoffblöcke werden an den drei Schrauben auseinander geschraubt
und ein Filterpapierstreifen dazwischengesetzt. Nach dem Zusammenschrauben
soll der Filterpapierstreifen fest eingespannt sein. Der Filterstreifen
dient als Diaphragma.
• In die Führung der Doppelkammern werden die Metallelektroden eingesetzt.
• Die verwendeten Doppelzellen werden mit den Elektrolyt-Lösungen bis zum
oberen Rand gefüllt.
• Am Messgerät wird der Ein/Ausschalter auf Aus und der Messbereichsschalter
auf 10 V eingestellt.
• Der Kippschalter unterhalb des Messbereichsschalters muss auf
„galv. Messung“ positioniert werden.
• Das Messgerät wird über das Netzgerät an die Stromversorgung angeschlossen
und mit dem Ein/Ausschalter in Betrieb genommen. Gegebenenfalls wird
der Nullpunkt eingestellt.
• Mit Krokodilklemmen und Kabel werden die zu messenden Halbzellen mit dem
Messgerät verbunden (Eingangsbuchsen + und -).
• Durch Einstellung des optimalen Messbereiches kann die Spannung zwischen
den angeschlossenen Halbzellen gemessen werden.

7
1 Die Spannungsreihe der Metalle
V 1.1 Die Redoxreihe
Versuchsanleitung
Geräte
3 Bechergläser (BG)
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
weiches Tuch
Pasteur-Pipette
Chemikalien
Eisenblech
Kupferblech
Silberblech
Eisen(II)sulfat-Lösung
Xn R: 22 S: 24/25
c=0,1 mol·L -1 (Xn: w≥ 25%)
Kupfersulfat-Lösung
Xn R: 22-36/38 S: 2-22
c=0,1 mol·L -1 (Xn: w≥ 25%)
Silbernitrat-Lösung
C R: 34 S: 1/2-26-45
c=0,1 mol·L -1 (Xi: 5%≤ w

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 8
Aufgaben
A 1.1 Notieren Sie ihre Beobachtungen und stellen Sie diese tabellarisch zusammen.
A 1.2 Formulieren Sie die zugehörigen Reaktionsschemata. Zerlegen Sie die Gesamtreaktionen in
Oxidation und Reduktion.
A 1.3 Finden Sie, ausgehend von diesen Versuchen, ein Ordnungsschema für die Metalle und
stellen Sie eine „Metallreihe“ auf.
A 1.4 Stellen Sie eine begründete Hypothese auf, was zu beobachten wäre, wenn zu einer Silbernitrat-Lösung
eine Zink-Perle (oder ein Zinkblech) gegeben würde.
A 1.5 Zink und Eisen reagieren mit Salzsäure in der folgenden Reaktion:
Me(s) +
2 H 3 O + (aq) Me 2+ (aq) + 2H 2 O(l)
Gibt man ein Kupferblech in Salzsäure, ist keine Reaktion zu beobachten. Wenn man diese
Reaktion berücksichtigt, dann erscheint es sinnvoll, auch das Redoxpaar Wasserstoff/Oxonium-Ionen
in die Metallreihe einzuordnen. An welcher Stelle muss Wasserstoff in
die Metallreihe eingeordnet werden?

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 9
1.1 Info: Redoxreihe der Metalle
Je nach Reaktionspartner können Kupfer-Atome als Reduktionsmittel wirken und oxidiert werden
oder Kupfer-Ionen als Oxidationsmittel wirken und reduziert werden.
Cu(s) Cu 2+ (aq) +2e -
Reduktionsmittel Oxidationsmittel +z e -
Elektronendonator Elektronenakzeptor
Tabelle 1.1 Redoxreihe der Metalle (mit Wasserstoff)
Stärke des Elektronendonators
/Reduktionsvermögen nimmt zu
Reduktor Oxidator + z·e -
Na(s) Na + (aq) + e -
Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e -
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e -
Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e -
Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e -
Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e -
H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e -
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -
Ag(s) Ag + (aq) + e -
Hg(s) Hg 2+ (aq) + 2 e -
Au(s) Au 3+ (aq) + 3 e -
Ein System aus einem
Elektronendonator und dem
dazugehörigen Elektronen
akzeptor nennt man korrespondierendes
Redoxpaar
(Me/Me z+ ). Ordnet
man nun die Redoxpaare
aus Metall-Atom und
deren korrespondierenden
Ionen nach dem Reduktionsvermögen
der Metall-
Atome oder dem Oxidationsvermögen
der Ionen,
erhält man die Redoxreihe
der Metalle. In dieser Reihe
stehen die Alkalimetalle, deren Atome die stärksten Elektronen-Donatoren sind, am oberen Ende.
Die Edelmetalle Gold und Platin, deren Ionen die stärksten Elektronen-Akzeptoren sind, stehen am
unteren Ende dieser Reihe.
Metalle, deren Atome von Oxonium-Ionen oxidiert werden, bezeichnet man als unedel. Metalle,
deren Atome von Oxonium-Ionen nicht oxidiert werden, bezeichnet man als edel.
1.2 Info: Galvanische Zellen
Taucht man ein Stück Zink in eine wässrige Kupfer(II)sulfat-
Lösung, reagiert ein Teil des Zinks und metallisches Kupfer
schlägt sich auf der Zinkoberfläche ab. Es läuft folgende Redoxreaktion
ab:
Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Stärke des Elektronenakzeptors/
Oxidationsvermögen nimmt zu
Während der Reaktion werden Elektronen vom Zink auf Cu 2+ -
Ionen übertragen. Die Elektronen reduzieren die Cu 2+ -Ionen zu
Cu-Atomen. Diese bleiben auf der Zinkoberfläche haften. Das
Stück Zink wird in dem Maße kleiner, wie seine Atome Elektronen
abgeben und Zn 2+ -Ionen bilden.
Man kann nun Zink von der Kupfer-Lösung abtrennen. (siehe
Abb. 1.1 ) Wenn die beiden Elektroden miteinander verbunden
sind, läuft dieselbe Redoxreaktion ab, aber die Elektronen können
die Cu 2+ -Ionen nur über den externen Stromkreis erreichen.
In dem Maße, wie Cu 2+ -Ionen in einem Raum zu neutralen
Cu-Atomen und Zn-Atome im anderen Raum zu Zn 2+ -Ionen
umgewandelt werden, müssen sich Ionen (Sulfat-Ionen) zwischen
den Räumen bewegen (durch die poröse Wand des Porzellanbechers),
damit die Lösungen neutral bleiben.
Zink
Kupfersulfat-
Lösung
Abb. 1.1 galvanische Zelle
Kupfer
Zinksulfat-
Lösung
poröser
Becherr

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 10
Mit der beschriebenen Versuchsanordnung hat
man eine galvanische Zelle aufgebaut, die aus
zwei Halbzellen besteht. Die Redoxpaare
Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ bilden die Halbzellen der
galvanischen Zelle (häufig auch galvanisches Element
genannt). Verbindet man die beiden Elektroden
miteinander, so fließen Elektronen vom Zink
zum Kupfer. Dieser Elektronenfluss lässt sich mit
Hilfe eines Strommessgerätes nachweisen. Damit
Strom fließen kann muss zwischen den Elektroden
eine Potentialdifferenz, eine Spannung, bestehen.
Auch diese lässt sich mit einem Spannungsmessgerät
messen.
Zn 2 Cu 2
Zn 2 Zn 2
Zn 2 Cu 2
Zn 2 Zn 2
Zn 2 Cu 2
Zn 2 Cu 2
Zn 2 Cu 2
Die Spannung zwischen der Zink- und Kupfer-
Elektrode beträgt unabhängig von der Versuchsanordnung
1,1 V, wenn in beiden Halbzellen die gleiche
Abb. 1.2 Halbzellen
Konzentration an Metallionen vorliegt. Die Zink-Elektrode bildet dabei den Minuspol, die Kupferelektrode
den Pluspol. Man bezeichnet die Zink-Halbzelle auch als Donator-Halbzelle, die Kupferhalbzelle
als Akzeptor-Halbzelle
Die gemessene Spannung ist eine charakteristische Größe für die Kombination der Redoxpaare
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -
Donator-Halbzelle
Akzeptor-Halbzelle
Diese Gleichgewichte bilden sich beim Eintauchen der Metalle in die wässrige Lösung an der Metalloberfläche
aus. Aus dem Metallgitter gehen Metall-Ionen in Lösung und Elektronen bleiben im
Metall zurück. Das dadurch negativ aufgeladene Metall zieht die in Lösung gegangenen positiv
geladenen Metall-Ionen wiederum an. Es bildet sich eine elektrische Doppelschicht aus. Da die
Tendenz der Zink-Atome Elektronen abzugeben und Ionen zu bilden größer ist als die der Kupfer-
Atome, ist die Zink-Elektrode gegenüber der Kupferelektrode negativ geladen.
Nimmt man die galvanische Zelle in Betrieb, d.h. man verbindet die beiden Elektroden, nimmt allmählich
die Masse der Zinkelektrode ab und die der Kupferelektrode zu. Gleichzeitig steigt die
Konzentration der Zink-Ionen in Lösung, während die Konzentration der Kupfer-Ionen in der Lösung
fällt.
e -
e - +
Zn
(s)
e -
e -
Zn 2+ Cu 2+ +
Zn 2+
Cu
(s)
SO 4
2-
nach längerem
Betrieb der Zelle
e -
e - e -
e - + Zn 2+ Cu 2+ +
Zn
(s)
Zn 2+
SO 4
2-
Cu
(s)
Abb. 1.3 Galvanische Zelle im Betrieb
Eine galvanische Zelle kann sowohl als Spannungsquelle als auch als Stromquelle dienen. Während
die gemessene Spannung vom Versuchsaufbau unabhängig ist, ist die Stromstärke je nach Versuchsanordnung
sehr unterschiedlich. Sie hängt z.B. von der Oberfläche und dem Abstand der
Elektroden ab.
Die beschriebenen Vorgänge lassen sich auf jede andere Kombination zweier verschiedener Halbzellen
übertragen. Das unedlere Metall bildet dabei immer den Minuspol, das edlere den Pluspol.

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 11
V 1.2 Spannungsreihe der Metalle
Welche Spannungen misst man bei der Kombination verschiedener Redoxpaare mit Metall-Atomen
als Elektronen-Donatoren? Um die Spannung unterschiedlicher Redoxpaare zu bestimmen kombiniert
man je zwei Halbzellen aus verschiedenen Metallen und den entsprechenden Salz-Lösungen
zu galvanischen Zellen und misst die Spannung zwischen den Metall-Elektroden. Unter Standardbedigungen
beträgt die Konzentration des Metall-Ions in Lösung 1 mol·L -1 .
Versuchsanleitung
Geräte
5 100 mL Bechergläser
Elektroden aus Eisen, Kupfer, Silber und Zink
Kabel
Spannungsmessgerät
Filterpapier
Chemikalien Eisen(II)-sulfat R: 22 – 41 S: 46
Kupfersulfat R: 22 S: 22
Silbernitrat R: 34 S: (1/2) – 26 – 45
Zinksulfat R: 36/38 S: 22 – 25
Kaliumnitrat R: 8 S: 16 – 41
Durchführung
Entsorgung
• In den 5 Bechergläsern werden 5 Halbzellen jeweils aus Metall und zugehöriger
Metallsalz-Lösung (c = 0,1 mol·L -1 ) hergestellt.
• Jeweils zwei Halbzellen werden zu galvanischen Zellen verbunden, indem
die Lösungen mit einem in konzentrierte Kaliumnitrat-Lösung getauchtes
Filterpapier verbunden werden.
• Die Spannung zwischen den Elektroden bei allen Halbzellen-
Kombinationen wird gemessen.
Die Salzlösungen werden in die Vorratsgefäße zurückgegeben, da sie für
weitere Versuche verwendet werden können.
Aufgaben
A 1.6 Legen Sie eine Wertetabelle an und tragen Sie die gemessenen Spannungen für alle Halbzellen-Kombinationen
ein. Markieren Sie, welche der Halbzellen den Plus- bzw. Minus-Pol
bildet!
A 1.7 Vergleichen Sie die gemessenen Spannungen zwischen verschiedenen Halbzellen mit der
Lage der Metalle in der Redoxreihe.
A 1.8 Formulieren Sie für die hergestellten galvanischen Zellen die entsprechenden Zellendiagramme
(Info: s.u.)!
A 1.9 Formulieren Sie für jede dieser galvanischen Zellen die Reaktion, die bei Betrieb der Zellen
abläuft, d.h. wenn zwischen beiden Halbzellen Strom fließt.
Info Zelldiagramme
Zelldiagramme sind eine knappe Darstellungsmöglichkeit für galvanische Elemente. Ein Diagramm
der beiden Metalle Me1 und Me2 wird folgendermaßen geschrieben: Me1/Me1z+// Me2x+/Me2.
Die Donator-Halbzelle wird links, die Akzeptor-Halbzelle wird rechts vom Doppelschrägstrich geschrieben.
Der Doppelschrägstrich deutet die poröse Trennwand zwischen den Halbzellen bzw. die
Elektrolytbrücke an.

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 12
2 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle
V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen
Versuchsanleitung
Fakultativer Vorversuch: wenn Sie die Farben der elementaren Halogene in Wasser und in organischen
Lösungsmitteln nicht kennen, so geben sie 1 mL Chlorwasser, Bromwasser und Iod-
Kaliumiodidlösung jeweils in ein RG und notieren den Farbeindruck. Dann versetzen Sie die Lösungen
mit etwas Heptan schütteln diese und notieren wiederum Ihre Farbeindrücke in der Heptanschicht.
Geräte
5 RG mit passenden Stopfen
RG-Ständer
5 Pipetten
Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R: - S: -
Kaliumbromid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R:- S:-
Kaliumiodid-Lösung (c=0,1mol·L -1 ) - R:- S:-
Tropfflasche mit Chlorwasser (verd.) Xn R:23-36/37/38 S:7/9-44
Tropfflasche mit Bromwasser (verd.) Xn R:23-34 S:7/9-26-44
Iod-Kaliumiodid-Lösung 1:10 verdünnte
R: S:
Standard-Lösung
Heptan F R:11 S:2-9-16-23.2-29-
33
Durchführung a. Jeweils ca. 1mL (1 cm) der gegebenen Salzlösungen wird gemäß der Abb. mit
einer Pipette in die Reagenzgläser gegeben und versetzten dann mit ca. 1mL der
angegebenen Halogenlösungen versetzt.
Notieren Sie ihre Beobachtungen in der Tabelle!
Cl 2 -Wasser Cl 2 -Wasser Br 2 -Wasser KI·I 2 -Lösung KI·I 2 -Lösung
KBr(aq) KI(aq) KI(aq) KCl(aq) KBr(aq)
b. In jedes der RG wird mittels Pipette ca. 1 mL Heptan gegeben, mit einem
Stopfen verschlossen und gut geschüttelt.
Notieren Sie Ihre Beobachtungen in die Tabelle!
Entsorgung
Entsorgen Sie den Inhalt der RG in die bereitgestellte Flasche und spülen Sie die
RG mit Wasser aus.

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 13
Zu dem Versuch und den Aufgaben gibt es in Kapitel 7 eine Auswertungshilfe!
Aufgaben
A 2.1 Deuten Sie Ihre Beobachtungen und formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die stattfindenden
Reaktionen.
A 2.2 Begründen Sie, welches Versuchsergebnis Sie erhalten würden, wenn Sie Kaliumchlorid-
Lösung mit Bromwasser versetzen!
A 2.3 Begründen Sie, was sich beobachten ließe, wenn statt der Heptanzugabe die Lösungen in
den Reagenzgläsern jeweils mit einer verdünnten Stärkelösung versetzen würden!
A 2.4 Ordnen Sie die Redoxpaare der Halogene (X 2 + 2e - 2 X - ) nach steigendem Oxidationsvermögen
der Halogenmoleküle.
A 2.5 Erläutern Sie, wodurch sich die Redoxpaare der Metalle von denen der Nichtmetalle unterscheiden!
A 2.6 Markieren Sie bei A 2.1 jeweils den Reaktionspartner, der als Donator fungiert!

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 14
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode
Info
Da in der Spannungsreihe der Metalle nur die Potentialdifferenzen gemessen werden können,
benötigt man einen Bezugspunkt – eine Nullmarke. In der Praxis ist man übereingekommen, als
Bezugssystem die Standard-Wasserstoff-Elektrode festzulegen, in der das Redoxpaar vorliegt:
H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e -
Da man keine Elektrode aus Wasserstoffgas bauen kann,
verwendet man eine Elektrode aus einem inerten 2 platinierten
3 Platin-Blech, das in Salzsäure mit der Oxonium-Ionen-
Konzentration c(H 3 O + ) = 1 mol·L -1 von Wasserstoffgas unter
Atmosphärendruck (p = 1013 hPa) umspült wird. Die
poröse Oberfläche des platinierten Platins adsorbiert Wasserstoff,
der so für das Redoxpaar bereitgestellt wird.
Für das Potential der Standard-Wasserstoff-Elektrode
hat man festgelegt:
E°(H 2 /2H 3 O + ) = 0 V
Wasserstoff
p(H 2 )=1013 hPa
Platin-
Elektrode
o o
o
o
o o
o
Elektrolytbrücke
Abb. 3.1 Aufbau der Standard-
Wasserstoffelektrode
Säure-Lösung
c(H 3 O + )=1mol/l
Die unter Standard-Bedingungen, d.h. Druck (1013 hPa), Temperatur (25 °C), Konzentration (1
mol/L), gemessene Potentialdifferenz zwischen einer Me/Me
z+ -Halbzelle und der Standard-
Wasserstoff-Halbzelle bezeichnet man als Standard-Elektroden-Potential.
Ein Redoxpaar, das gegenüber der Standard-Wasserstoff-Elektrode den elektrisch negativen Pol
bildet, erhält einen negativen Potentialwert, ein Redoxpaar, das gegenüber der Wasserstoff-
Elektrode den elektrisch positiven Pol bildet, erhält einen positiven Potentialwert.
V 3.1 Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle
mithilfe der Standard-Wasserstoff-Elektrode
Geräte
U-Rohr (dreischenklig)
2 Platin-Elektroden
Zink-Elektrode
Spannungsquelle
Spannungsmessgerät
Chemikalien Salzsäure-Lösung (c=1 mol·L -1 ) C R: 34-37 S: -
Zinksulfat-Lösung (c=1 mol·L -1 ) Xi N R: 36/38- S: 2-22-25-60-61
50/53
2
3
inert bedeutet reaktionsträge, reaktionsunfähig, chemisch inaktiv.
Unter Platinieren versteht man den Vorgang, dass ein Platin-Blech mit einer fein verteilten Platin-Schicht
überzogen wird. Dies erreicht man durch Elektrolyse einer Platinchlorid-Lösung an einer Platin-Kathode.

3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 15
Durchführung Der Versuch muss unter dem Abzug durchgeführt werden!
Herstellung einer vereinfachten Wasserstoff-Elektrode durch
Elektrolyse
- Zwei Schenkel des dreischenkligen U-Rohrs werden mit Salzsäure-Lösung, der
dritte Schenkel wird mit Zinksulfat-Lösung gefüllt.
- In die Salzsäure-Lösung werden 2 Platin-Elektroden getaucht, in die Zinksulfat-Lösung
eine Zink-Elektrode.
- Dann elektrolysiert man die Salzsäure-Lösung 1 Minute bei 4 V Gleichspannung.
Der entstehende Wasserstoff haftet an der Platinoberfläche.
Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials der Zn/Zn 2+ -Halbzelle
- Die Wasserstoff-Elektrode wird anschließend mit der Zink-Elektrode über ein
Spannungsmessgerät verbunden und die Spannung wird gemessen.
Entsorgung
Die Lösungen können für mehrere Versuche benutzt werden, vorausgesetzt.
Zur endgültigen Entsorgung müssen die Lösungen später zu den anorganischen
Abfällen gegeben werden. (Hierzu Absprache mit der Lehrperson treffen!)
Aufgaben
A 3.1 Zeichnen Sie den Versuchsaufbau für die Elektrolyse. - An welcher Elektrode entsteht bei
der Elektrolyse der Salzsäure der Wasserstoff? – Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
A 3.2 Vergleichen Sie die vereinfachte Wasserstoff-Elektrode mit der Standard-Wasserstoff-
Elektrode vom Informationsblatt. – Nennen Sie Gemeinsamkeiten und Unterschiede.
A 3.3 Benennen Sie bei dem galvanischen Element Pluspol, Minuspol, Kathode und Anode. (Hinweis:
Zink hat ein größeres Reduktionsvermögen als Wasserstoff). – Formulieren Sie die
Kurzschreibweise für das galvanische Element.
A 3.4 Formulieren Sie für das galvanische Element die Reaktionen an den Elektroden.
A 3.5 Entscheiden Sie, ob das Standard-Elektroden-Potential der Zn/Zn 2+ -Halbzelle positiv oder
negativ ist. – Begründen Sie möglichst präzise!

16
4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale
der Halogene
V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle
Versuchsanleitung
Geräte U-Rohr
Graphit-Elektroden
Stativmaterial
Spannungsquelle mit Kabel
Messgerät
Hinweis: Nur die 1. Gruppe arbeitet
nach der Versuchsanleitung. Alle anderen
Gruppen übernehmen den Aufbau
und messen nur die Spannung.
Chemikalien Salzsäure (c = 1 mol·L -1 ) - R: 34-37 S: ½-26-45
Durchführung
Auswertung
Der Versuch muss unter dem Abzug durchgeführt werden!
Das U-Rohr wird am Stativ befestigt und mit ca 50 mL Salzsäure befüllt, so dass
beide Elektroden einige Zentimeter in die Lösung eintauchen.
Sie werden mit der Spannungsquelle (Gleichstrom) verbunden, es wird ca. 2
min lang mit ungefähr 5 V elektrolysiert.
Unmittelbar nach der Elektrolyse wird die Spannung zwischen den Elektroden
gemessen.
A 4.1 Beobachten Sie, was sich an den Elektroden abspielt. Riechen Sie vorsichtig am Pluspol.
A 4.2 Formulieren Sie die Reaktionen, die bei der Elektrolyse der Salzsäure an den beiden Polen
ablaufen.
A 4.3 Bestimmen Sie aus der gemessenen Spannung das Redoxpotential für die Chlor-Halbzelle!
Begründen Sie Ihren Lösungsweg!
V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen
Versuchsanleitung
Geräte
3 U-Rohre mit Fritte
3 Bechergläser
6 Graphit-Elektroden mit Stopfen
3 Stative mit Klammer
2 Kabel und Messgerät
Hinweis: Nur die 1. Gruppe ar-
beitet nach der Versuchsan-
leitung. Alle anderen Gruppen
übernehmen den Aufbau und
messen nur die Spannung.
Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -
Kaliumbromid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -
Kaliumiodid-Lösung (c = 2 mol·L -1 ) - R: - S: -
Chlorwasser (verd.) Xn R:23-36/37/38 S:7/9-44
Bromwasser (verd) Xn R:23-34 S:7/9-26-44
Iod-Kaliumiodid R: S:

4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene 17
Durchführung
Es muss unter dem Abzug gearbeitet werden!
In den drei Bechergläsern werden jeweils 25 mL Halogenwasser mit 25 mL
Halogenid-Lösung versetzt. (Kaliumchlorid-Lösung / Chlorwasser, Kaliumbromid-Lösung
/ Bromwasser und Kaliumiodid-Lösung / Iod-Iodkalium-
Lösung).
Die drei U-Rohre werden mit folgenden Halbzellenkombinationen befüllt:
1. 2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl -
2. 2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl -
3. 2I - /I 2 //Br 2 /2Br -
Die Öfnungen werden mit den Elektroden mit durchbohrten Stopfen verschlossen.
Die Messung der drei Galvanischen Elemente kann nun auch außerhalb des
Abzugs erfolgen.
Lösen Sie die Kabel und lassen Sie den Versuch für nachfolgende
Gruppen stehen!
Auswertung/Aufgaben
A 4.4 Notieren Sie Ihre ermittelten Spannungswerte in die Tabelle:
Galvanische Zelle
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl -
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl -
2I - /I 2 //Br 2 /2Br -
Zellspannung / V
A 4.5 Berechnen Sie mit Hilfe Ihrer Lösung zu A 4.3 die Redoxpotentiale der 3 Halogenhalbzellen
und vergleichen Sie diese mit den Literaturwerten.
A 4.6 Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen der Elektrolyse-Zelle und der Galvanischen Zelle.
A 4.7 Die direkte Bestimmung des Redoxpotentials von Chlor kann experimentell noch auf einem
anderen Weg erfolgen als über die Elektrolyse von Salzsäure. Beschreiben Sie diesen Versuch.
A 4.8 Stellen Sie eine begründete Hypothese auf, ob die Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung
der Stoffmengenkonzentration von c = 1 mol·L -1 bei gleichen Versuchsbedingungen nach
der Elektrolyse die gleiche Spannung zwischen den Elektroden liefert wie Salzsäure mit der
Konzentration 1 mol·L -1 !
A 4.9 Ließe sich das Redoxpotential eines Halogens auch mit einer Metallhalbzelle bestimmen?
Wenn nein, warum nicht?
Wenn ja, beschreiben Sie die Versuchsdurchführung und die anschließende Berechnung.

18
5 Hinführung zur Nernst-Gleichung
5.1 Konzentrationsabhängigkeit der Potentiale
Es stellt sich natürlich die Frage, welchen Einfluss die Konzentrationen der eingesetzten Metallsalzlösungen
auf die Elektrodenpotentiale hat.
V 5.1 wurde nach der unten stehenden Anleitung vor mindestens einer Woche angesetzt. Lesen
Sie sich zunächst die Anleitung sorgfältig durch und lösen Sie dann die Aufgaben. Achtung: auf
keinen Fall darf das RG stark bewegt oder gar geschüttelt werden!
V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle
Versuchsanleitung (Lehrerversuch)
Geräte
Reagenzglas
Chemikalien Zinkblech R: - S: -
Zinksulfat (ZnSO 4 ) R: 36/38-50/53 S: 2-22-25-60-61
Durchführung
In dem Reagenzglas wir festes Zinksulfat ca. 2 cm hoch eingefüllt und mit
einem Glasstab festgedrückt. Dann wird ein Zinkblechstreifen hineingestellt
und vorsichtig Wasser hineingeschichtet. Das RG wird mit einem Stopfen
verschlossen, der Aufbau bleibt mindestens eine Woche stehen.
Entsorgung Schwermetallabfälle, darf keinesfalls in die Kanalisation gelangen!
(wird vom Lehrer gemacht, bitte den Versuch für die nächsten Gruppen stehen
lassen)
Aufgaben
A 5.1 Beschreiben Sie möglichst präzise Ihre Beobachtungen.
A 5.2 Deuten Sie diese Beobachtungen!
A 5.3 Begründen Sie, Inwiefern es sich um eine Elektronenübertragungsreaktion/Redox-Reaktion
handelt! (Hilfsfrage: „Wo kommen die Elektronen her?“)
A 5.4 Entwickeln Sie eine Möglichkeit, wie der Elektronenfluss nutzbar oder wenigstens messbar
gemacht werden kann!

5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 19
5.2 Konzentrationszellen
Um einen Elektronenfluss nutzbar bzw. messbar zu machen müssen die Oxidation und die Reduktion
räumlich voneinander getrennt und die beiden Halbzellen über einen Verbraucher resp. ein
Spannungsmessgerät miteinander verbunden werden.
V 5.2 Konzentrationszelle
Geräte
z.B. U-Rohr mit Fritte
Chemikalien Zinkblech R: - S: -
Zinksulfat (ZnSO 4 ) R: 36/38-50/53 S: 2-22-25-60-61
Durchführung
Entsorgung
In dem U-Rohr werden die beiden Schenkel mit einer konzentrierten und
einer stark verdünnten Zinksulfat-Lösung befüllt, jeweils ein Zinkblech eingetaucht
und die Spannung gemessen.
Die Lösung ist Schwermetallabfall, sie darf keinesfalls in die Kanalisation gelangen!
(wird vom Lehrer entsorgt, bitte den Versuch für die nächsten Gruppen
stehen lassen)
A 5.5 Machen Sie sich vor Anschluss des Messgerätes klar, welche Polung Sie erwarten!
A 5.6 Deuten Sie ausführlich die Versuchsergebnisse! Benennen Sie: Akzeptor/Donator; Oxidation/Reduktion;
Plus-/Minus-Pol.
A 5.7 Formulieren sie die Reaktionsgleichungen.

5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 20
5.3 Konzentrationsketten
Nun sollen diese Phänomene quantitativ untersucht werden. Dazu können Sie entweder selber
eine Verdünnungsreihe ansetzen, dies ist aber nicht ganz einfach und erfordert sehr genaues Arbeiten
sowie einigen Zeitaufwand. Wenn Sie weniger Zeit haben sollten Sie auf jeden Fall die fertigen
Lösungen verwenden. Der Versuch V 5.4 Konzentrationskette sollte auf jeden Fall durchgeführt
werden.
V 5.3 Verdünnungsreihe
Geräte Becherglas
Vollpipette 2 mL
Messzylinder 20 mL
Chemikalien Silbernitratlösung c = 1 mol·L -1 C R: 34 S: 1/2-26-45
(Xi: 5%≤ w

21
6 Historische und klassische Elemente
6.1 Volta-Element
Die Geschichte der Elektrochemie begann Ende des 18. Jahrhunderts mit den Arbeiten des Mediziners
Galvani (vgl. 3.1) und des Physikers Alessandro Volta (1745-1827). Mit der „Voltaschen
Säule“ war er in der Lage, kontinuierlich starke Ströme zu erzeugen. Die Säule bestand aus Kupfer-
und Zinkplatten, die durch Filzscheiben (mit Elektrolytflüssigkeit) voneinander getrennt waren.
Jedes einzelne Zn/Filz/Cu-Element besitzt eine Spannung von ungefähr 0,75 V.
Durch Stapeln von Einzelelementen zu einer Säule und Hintereinanderschalten erreichte er mehr
als 100 V Spannung.
V 6.1 Modellversuch zum Volta-Element
Geräte
U-Rohr, Trichter, Zink-Elektrode, Kupfer-Elektrode, Verbindungskabel, Spannungsmessgerät,
Stativ mit Klammer, Schutzbrille
Chemikalien verd. Schwefelsäure C R: 35 S: 2-26-30
Durchführung
Entsorgung
• Fülle das am Stativ befestigte U-Rohr mit verd. Schwefelsäure und tauche
die Elektroden ein.
• Miss die Spannung zwischen den Elektroden
• Verbinde Kupfer- und Zinkelektrode über ein Kabel leitend miteinander
• Miss nach einigen Minuten erneut die Spannung zwischen den Elektroden
Entsorge die Schwefelsäure in das Gefäß mit Säuren und Laugen, spüle die
Elektroden mit Wasser.
Aufgaben
A 6.1 Erklären Sie die Gasentwicklung an der Zink- und Kupferelektrode einerseits beim Eintauchen
in die Schwefelsäure und andererseits bei Stromfluss in der Zelle.
A 6.2 Erklären Sie das Auftreten einer Spannung von zunächst U = 1,1 V zwischen den Elektroden
beim Eintauchen in die Schwefelsäure.
A 6.3 Begründen Sie, warum nach Stromfluss die Spannung des Volta-Elements sinkt.
A 6.4 Informieren Sie sich über den Aufbau des Daniell-Elements und vergleichen Sie die Reaktionen
im Daniell- und im Volta-Element.
Zusatzinformationen: Tabelle mit Standardpotentialen

6 Historische und klassische Elemente 22
6.2 Die Zitronenbatterie
Batterien können auf Knopfdruck elektrischen Strom liefern.
Eine Batterie kann aber auch mithilfe von Obst- und Gemüsesorten
hergestellt werden.
V 6.2 Herstellung von Zitronenbatterien mit unterschiedlicher
Energie
Geräte
Chemikalien,
Materialien
• metallische Gegenstände: Nägel, Schrauben (keine Legierungen; gleiche Oberfläche,
die in die Frucht eintaucht) aus Zink (5x), Kupfer (5x),…
• Messer
• 6 Elektrokabel
• 12 Krokodil-Klemmen
• Spannungsmessgerät (Voltmeter)
• niedrigohmiger Elektromotor
• Kopfhörer
• alter Wecker
•
mindestens 5 Zitronen
Versuch a (obligatorisch)
Der Versuch wird entsprechend der Abb. 6.1 aufgebaut!
Zwei metallische Gegenstände werden in einem Abstand
von 1 cm in die Zitrone gesteckt, sie dürfen sich dabei
nicht berühren! Dazu wird die Schale der Frucht an zwei
Stellen eingeritzt und jeweils zwei Gegenstände hineingesteckt.
Die Gegenstände werden durch Krokodil-Klemmen mit
den Kabeln und dem Voltmeter verbunden. Spannung
und Stromstärke werden sofort abgelesen. Für eine
neue Kombination von Gegenständen verwendet man
nach Möglichkeit eine neue Zitrone oder steckt nach
Entfernen der alten Gegenstände in möglichst großem
Abstand zu den bisherigen Einstichstellen die neuen
Gegenstände in dieselbe Zitrone.
Abb. 6.1 Aufbau Zitronenbatterie
Versuch b (Klärungsversuch) (obligatorisch)
• Ein Becherglas wird mit konzentrierter Zitronensäure-Lösung gefüllt.
• Zwei Gegenstände werden aus der Zitrone gezogen und über ein Kabel mit zwei Krokodil-
Klemmen direkt miteinander verbunden und in die Lösung getaucht, ohne dass sie sich
berühren.
Versuch c (Ergänzungsversuch) (fakultativ)
• Die bestehende Spannung kann zusätzlich nachgewiesen werden, indem der Stecker des
Kopfhörers an die beiden Bleche gehalten wird. (Auf Anschlussbereiche achten!)

6 Historische und klassische Elemente 23
Versuch d (Zusatzversuch) (fakultativ)
„Cracks“ haben die Möglichkeit, wenn Sie den Versuch a und b durchgeführt sowie die Arbeitsaufträge
1-4 gelöst haben, „mehr Energie“ mithilfe von Zitronenbatterien zu liefern. Mit dieser
kann ein alter batteriebetriebener Wecker funktionstüchtig gemacht werden.
• Es wird ein Versuch wie Versuch 1 aufgebaut, nur werden mehrere Zitronen so hintereinandergeschaltet,
dass im Stromkreis Gegenstände aus Zink und Kupfer in der Reihenfolge
immer abwechseln.
Entsorgung
Die Metalle werden wiederverwendet und die Zitronen im Hausmüll entsorgt.
Sicherheitshinweis:
Das Obst darf nach dem Versuch auf keine Fall mehr
gegessen werden!
Arbeitsaufträge:
A 6.5 Führen Sie die obligatorischen Versuche a und b durch und notieren Sie ihre Beobachtungen!
A 6.6 Zeichnen Sie die Vorgänge, die in der Zitronen-Batterie ablaufen, in die Skizze des Versuchsaufbaus
ein! (Nehmen Sie zunächst an, dass sich ein Gegenstand aus Zink und einer
aus Kupfer in der Zitrone befindet!)
A 6.7 Notieren Sie die Oxidations- und Reduktionsgleichungen bei der Kombination der verschiedenen
Gegenstände und fassen Sie die Vorgänge anschließend in einer Redoxgleichung
zusammen!
A 6.8 Warum darf die Zitrone nach dem Versuch nicht mehr gegessen werden?
A 6.9 Ordnen Sie die metallischen Gegenstände aufgrund der gemessenen Spannungen nach
der Metallreihe! Stellen Sie mithilfe der Spannungsreihe der Metalle Vermutungen an, aus
welchen Metallen die Gegenstände bestehen!
A 6.10 Bei verbleibender Zeit können die fakultativen Versuche c und d durchgeführt werden. In
Versuch d muss beim Hintereinander-Schalten auf die immer gleiche Reihenfolge der
Zink- und Kupfergegenstände geachtet werden. Begründen Sie dies!
Zu diesen Aufgaben gibt es in Kapitel 7 Lösungshilfen!
Bitte verwenden Sie diese, bevor Sie in die Lösungen sehen!

24
7 Hilfen
7.1 Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung der Spannungsreihe I:
Nichtmetalle
Zu Versuch V 2.1 a :
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)
Zu Versuch V 2.1 b :
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)
Zu A 2.1
Deuten Sie Ihre Beobachtungen, indem Sie die Reaktionsgleichungen aufstellen und
dahinter jeweils eine Kurzbegründung geben:
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)
7.2 Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung
der Redoxpotentiale der Halogene
Zu diesem Kapitel können Sie von Ihrer Lehrkraft Hilfekarten bekommen!

7 Hilfen 25
7.3 Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie
Hinweis zur Verwendung der Hilfen: Ziehen Sie immer nur eine der Hilfen zur Lösung heran, ers t
wenn Sie nicht mehr weit
erkommen verwenden Sie die nächste Hilfe!
H 6.1 Kennzeichnen Sie die Anode und Kathode! Begründen Sie die Zuordnung der Pole durch die
Stellung der beiden Metalle in der Metallreihe!
H 6.2 Ziehen Sie die Vorgänge, die im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran!
H 6.3 Damit Sie alle Reaktionen an den Elektroden erklären können, überlegen Sie, warum die
Zitrone lustig macht! Welches Ion liegt also im Zitronensaft vor?
H 6.4 Die Knallgasprobe mit dem - vor allem an der Kathode entstehenden - Gas fällt positiv aus.
H 6.5 Das Kupfer reagiert nicht.
H 6.6 Der Gegenstand aus Zink löst sich langsam auf.
H 6.7 Ziehen Sie die Vorgänge, die im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran!

7 Hilfen 26
7.4 Lösungen - Antworten zu den abgestuften Hilfen 7.3
zu H 6.1
Zink ist unedler als Kupfer und hat daher ein größeres Bestreben Elektronen abzugeben. Die Zinkelektrode
bildet die Anode (Minus-Pol), an der die Oxidation stattfindet. Die Kupferelektrode bildet
die Kathode (Plus-Pol), an der die Reduktion stattfindet.
zu H 6.2
Der Zitronensaft enthält u.a. Zitronensäure, die mit Wasser zur Bildung von Oxonium-Ionen (H 3 0 + -
Ionen) führt.
zu H 6.3
Durch die Reduktion der Oxonium-Ionen entstehen Wasserstoff-Moleküle, die mithilfe der Knallgasprobe
nachgewiesen werden können.
zu H 6.5
Die Zink-Atome geben zwei Elektronen ab und gehen als Zink (Zn 2+ ) - Ionen in Lösung. Daher verringert
sich die Anzahl der Zink-Atome des Gegenstandes.
zu H 6.6
Die Pole sind in Analogie zum Daniell-Element zuzuordnen, wobei folgende Vorgänge ablaufen.
• Die Vorgänge am Zink-Gegenstand entsprechen der Zink-Halbzelle des Daniell-Elementes.
Minus-Pol: Anode (Oxidation): Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Das Fehlen der Zinksulfat-Lösung ist nicht entscheidend, da die Zink-Ionen auch im Daniell-
Element kaum einen Einfluss haben.
• Am Kupfer-Gegenstand werden nicht Kupfer-Ionen sondern Oxonium-Ionen reduziert.
Plus-Pol: Kathode (Reduktion): 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)

27
8 Lösungen
A 1.1 Beobachtungen:
Eisen(II)sulfat-Lsg. Kupfersulfat-Lsg. Silbernitrat-Lsg.
Eisen
Rötlicher Belag auf dem
Blech
Schwarzer Belag auf dem
Blech
Kupfer Keine Veränderung Schwarzer Belag auf dem
Blech
Silber Keine Veränderung Keine Veränderung
A 1.2 Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s)
Reduktion: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s)
Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e -
Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s)
Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s)
Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e -
Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)
Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s)
Oxidation: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e -
A 1.3 Metallreihe: Eisen – Kupfer – Silber
Eisen wird am leichtesten oxidiert, Silber am schwersten.
Silber ist das Metall in dieser Reihe mit dem stärksten Oxidationsvermögen, Eisen ist das
Metall in dieser Reihe mit dem stärksten Reduktionsvermögen.
A 1.4 Zink ist unedler als Silber. Wenn man nun also eine Zink-Perle in eine Silbernitrat-Lösung
gibt, wird sich auf der Zink-Perle ein schwarzer Belag abscheiden. Es findet folgende Reaktion
statt:
Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s)
In der Metallreihe steht Zink vor Eisen: Zink – Eisen – Kupfer – Silber
A 1.5 Metallreihe mit Wasserstoff:
Zink – Eisen – Wasserstoff – Kupfer – Silber
A 1.6
Fe/Fe 2+ Cu/Cu 2+ Ag/Ag +
Zn/Zn 2+ 0,35 V 1,11 V 1,56 V
Fe/Fe 2+ 0,76 V 1,21 V
Cu/Cu 2+
0,45 V
A 1.7
Das edlere Metall bildet jeweils den Pluspol, das unedlere den Minuspol.
Je weiter die Redoxpaare in der Redoxreihe auseinander stehen, desto größer ist die
Spannung zwischen den betreffenden Halbzellen. Entsprechende Spannungen lassen sich

8 Lösungen 28
addieren. So ist beispielsweise die Spannung der Zink-Silber-Zelle gleich der Summe der
Spannungen der Zink-Eisen-Zelle und der Eisen-Silber-Zelle.
A 1.8
Zn/Zn 2+ //Fe 2+ /Fe
Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu
Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu
Zn/Zn 2+ //Ag + /Ag Fe/Fe 2+ //Ag + /Ag Cu/Cu 2+ //Ag + /Ag
In den galvanischen Zellen stellt Zink als unedelstes Metall immer den Minus-Pol d.h. die
Donator-Halbzelle, die Silber-Elektrode immer den Pluspol dar, d.h. die Akzeptor-Halbzelle.
A 1.9 Zn(s) + Fe 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Fe(s)
Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s)
Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s)
Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s)
Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)
A 2.1 KBr(aq) + Cl 2 (aq) Br 2 (aq) + KCl(aq)
Chlor setzt aus einer Bromid-Ionen-Lösung Brom frei. Brom hat also ein geringeres
Oxidationsvermögen als Chlor.
KI(aq) + Cl 2 (aq) I 2 (aq) + KCl(aq)
Chlor setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen
als Iod.
KI(aq) + Br 2(aq) I 2 (aq) + KBr(aq)
Brom setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen
als Iod.
KCl(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres
Oxidationsvermögen als Chlor hat.
KBr(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres
Oxidationsvermögen als Brom hat.
A 2.1 Es findet keine Reaktion statt.
A 2.3 Bei den Reagenzgläsern, in denen Iod entstanden ist, wird eine intensive Blaufärbung
sichtbar. Diese Blaufärbung beruht auf einer Einschlussverbindung zwischen Iod und
Stärke, man nennt sie “Iodstärkereaktion”.
A 2.4 Iod – Brom – Chlor (- Fluor)
A 2.5 Bei den Metallen liegt die oxidierte Form als Ion vor (z.B. Cu 2+ ), bei den Nichtmetallen
liegt die reduzierte Form als Ion vor (z. B. Cl - ).
A 2.6 siehe 2.1
A 3.1 An der Kathode (Minuspol) entsteht Wasserstoff.
2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)
A 3.2 Gemeinsamkeiten: Platin-Elektrode
Säure-Lösung
Unterschied: Wasserstoff wird durch Elektrolyse hergestellt (einfacher handhabbar
als Zufuhr durch eine Gasflasche).

8 Lösungen 29
A 3.3 Pluspol (Kathode): 2H 3 O + /H 2 (Pt)
Minuspol (Anode): Zn/Zn 2+
Kurzschreibweise: Zn/Zn 2+ //2H 3 O + /H 2 (Pt)
A 3.4 Kathode: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O
Anode: Zn Zn 2+ + 2 e -
A 3.5 Zn/Zn 2+ -Halbzelle ist negativ geladen, d.h. sie bildet den elektrisch negativen Pol. Zink hat
ein größeres Reduktionsvermögen als Wasserstoff.
0 An beiden Elektroden entstehen Gasbläschen. Das am Pluspol entstehende Gas riecht nach
„Schwimmbad“.
A 4.2 Plus-Pol: 2 Cl - Cl 2 + 2 e -
Minus-Pol: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O
A 4.3 Die Spannung zwischen den beiden Polen beträgt 1,36 V. Da die Konzentration der Chlorid-
Ionen und der Oxonium-Ionen 1 mol·L -1 beträgt, ist die gemessene Spannung gleichzeitig
das Redoxpotential (dass bei der Elektrolyse die Konzentration der Ionen etwas geringer
wird, kann vernachlässigt werden.).
A 4.4 theoretisch müssen sich folgende Werte ergeben:
Galvanische Zelle
Zellspannung / V
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl - 0,29
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl - 0,82
2I - /I 2 //Br 2 /2Br - 0,53
A 4.5 Die Literaturwerte für die Redoxpotentiale sind:
E 0 (2Cl - /Cl 2 ) = + 1,36 V (wie bei Versuch 4.3 gemessen)
E 0 (2Br - /Br 2 ) = + 1,07 V
E 0 (2I - /I 2 ) = + 0,54 V
Die Werte werden aus den Zellschemata der Versuche gemäß U = E A –E D jeweils erhalten.
Wurde sauber gearbeitet, so müssten die Fehler klein bleiben.
A 4.6 Allgemein: Die in der galvanischen Zelle ablaufende Zellreaktion ist eine Umkehrung der
Elektrolysereaktion.
Genauer: Die Polung bleibt bei beiden Zellen gleich, da bei der Galvanischen Zelle genau
die Rückreaktionen ablaufen ist hier dann Oxidation/Reduktion, Anode/Kathode und Donator-/Akzeptor-Halbzelle
jeweils andersherum.
A 4.7 Analog zu V 4.2 kann auch in einem U-Rohr mit Fritte in den einen Schenkel Salzsäure, in
den anderen eine Natriumchlorid-Lösung eingefüllt werden. In beide Schenkel wird entweder
eine Kohleelektrode eingetaucht oder in die Salzsäure eine Platinelektrode und in die
Kochsalzlösung eine Kohleelektrode. Die Halbzelle mit Salzsäure wird als –Pol/Kathode geschaltet,
die Kochsalz-Halbzelle als +Pol/Anode. An der Kathode entwickelt sich Wasserstoff
und damit eine Wasserstoffhalbzelle, an der Anode Chlor und damit eine Chlor-Halbzelle.
Wird die Stromquelle durch ein Messgerät ersetzt kann die Spannung von 1,36 abgelesen
werden. Die Reaktionsschemata sind identisch mit denen bei A 4.2.
A 4.8 Nein. Die Wasserstoffhalbzelle (Standard-Elektrode) ist auch über eine Oxoniumionen-
Konzentration von c(H 3 O + ) = 1 mol·L -1 definiert. Die Zelle würde theoretisch eine Spannung
von U = 0,95 V liefern. (die genaue Erklärung ist zum jetzigen Zeitpunkt noch nicht
möglich!)
A 4.9 Ja. Da die Halogene alle positive Redoxpotentiale haben fungieren sie mit den meisten Metallen
als Akzeptor-Halbzelle, sinnvollerweise betrachtet man die Messung allgemein mit einem
unedlen Metall wie z.B. Zink, diese Halbzelle ist (wie auch bei einem Zn/Cu-Element)
Donator-Halbzelle, Zinkionen gehen also in Lösung.
allgemeine Reaktionsschemata (Me – Metall; X – Halogen)

8 Lösungen 30
Donator-HZ: Me Me 2+ + 2e -
Akzeptor-HZ: X 2 + 2 e - 2 X -
Me + X 2 Me 2+ + 2 X -
Ein Aufbau könnte so aussehen, dass man zunächst Zinkchlorid an Kohleelektrode elektrolysiert,
dann wird die Spannung gemessen. Es bildet sich bei der Elektrolyse ein metallischgrauer
Belag an der Anode/-Pol, an der Kathode/+Pol ist Gasentwicklung zu beobachten.
Bei Zinkchlorid ergibt sich eine Spannung von U = 2,12 V.
(Anmerkung: wird der Versuch mit Zinkiodid durchgeführt, so kann die Lösung mit etwas
Stärke-Lösung versetzt werden. Das entstehende Iod färbt die Lösung deutlich sichtbar
tiefblau)
A 5.1 Beobachtungen: Nach einigen Tagen setzen sich dunkle Kristalle am unteren Ende des
Zinkbleches ab, das vorher blanke Blech wird oben matt und löchrig.
A 5.2 Bei den Kristallen kann es sich nur um elementares Zink handeln, da außer Wasser nur
Zinksulfat in der Lösung vorhanden ist, dieses aber weiß ist. Wenn Zinkionen zu Zink reagieren
ist eine Reduktion abgelaufen: Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn(s)
A 5.3 Die Elektronen können nur aus dem Zink selber kommen („Elektronen können nicht
schwimmen“ – sie können nicht aus der Lösung stammen). Also muss noch irgendwo eine
Oxidation ablaufen. Dies wird verständlich, wenn man sich klar macht, dass die Zinkionen-
Konzentration im oberen Teil des Reagenzglases gering ist. Hier kann also die Rückreaktion
ablaufen: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
A 5.5 Die Zelle mit der verdünnten Lösung ist der Plus- die mit der konzentrierten der Minus-Pol.
A 5.6 In der Halbzelle mit der verdünnten Lösung werden eher Zink-Ionen in Lösung gehen als in
der mit der konzentrierten Lösung, da der Lösungsdruck größer ist die Zinkatome werden
oxidiert und gehen als Ionen in Lösung, in der Zelle mit der konzentrierten Lösung ist der
Abscheidedruck größer, die Zinkionen aus der Lösung scheiden sich am Metall ab und werden
reduziert und entladen. Diese Vorgänge laufen theoretisch so lange ab, bis es zu einem
Ausgleich der Konzentrationen gekommen ist.
konzentrierte Lösung
verdünnte Lösung
Zn 2+ (aq) + 2 e -
Zn
Zn Zn 2+ (aq) + 2
e -
Akzeptor-Halbzelle/Reduktion/Kathode/Pluspol
Donator-Halbzelle/Oxidation/Anode/Minuspol
A 6.1
A 6.2
Beim Eintauchen in die Schwefelsäure entwickeln sich an der Zinkelektrode Gasblasen,
beim Kurzschließen der Elektroden zeigt sich zusätzlich auch bei der Kupferelektrode eine
Gasentwicklung. Zu Beginn beträgt die Spannung U = 1,1 V, später U = 0,7 V.
Beim Eintauchen in die Schwefelsäure löst sich Zink als unedles Metall unter Wasserstoffbildung
(E 0 (Zn/Zn 2+ ) = - 0,76 V):
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)
während Kupfer als edleres Metall nicht reagiert (E 0 (Cu/Cu 2+ ) = 0,35 V) .
An den Phasengrenzen Metall/Lösung bilden sich folgende Gleichgewichte aus:
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e -
Da die Tendenz zur Elektronenabgabe bei Zink größer ist als bei Kupfer (s.o.), herrscht an
der Zink-Elektrode ein Elektronenüberschuss gegenüber der Kupferelektrode, wodurch die
anfängliche Spannung zwischen den Elektroden entsteht.

8 Lösungen 31
A 6.3
A 6.4
A 6.5
Verbindet man die Kupfer- und die Zink-Elektrode leitend miteinander, so fließen Elektronen
vom Zink zum Kupfer. Dort werden sie von den Oxoniumionen der Schwefelsäure
aufgenommen, sodass Wasserstoff entsteht:
Minus-Pol: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Plus-Pol: 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)
U = 0,35 V + 0,76 V = 1,1 V
Diese anfängliche Spannung ist charakteristisch für das Redoxpaar Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu.
Nach Stromfluss liegt das Redoxpaar Zn/Zn 2+ //2 H 3 O + /H 2 vor:
U = 0 V + 0,76 V = 0,76 V.
In beiden Elementen werden am Minus-Pol Zink-Atome oxidiert. Im Daniell-Element liegen
am Plus-Pol Kupferionen vor, sodass diese Kupferionen reduziert werden können, während
im Volta-Element Oxoniumionen reduziert werden.
Versuch a
Schließt man die Kupfer- und Zinkelektrode an ein Voltmeter an, so kann man eine Spannung
zwischen 0,8 und 1,2 V messen.
Versuch b
An der Zink-Elektrode kann eine sehr schwache, an der Kupfer-Elektrode eine starke Gasentwicklung
beobachtet werden.
zu A 6.6
Abb. 8.1 Vorgänge in einem Zink/Kupfer-Element
A 6.7
Minus-Pol / Anode / Oxidation Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e -
Plus-Pol / Kathode / Reduktion 2 H 3 O + (aq) H 2(g +
2
H 2 O(l)
Gesamtreaktion Zn(s) + 2 H 3 O + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 H 2(g +
2
H 2 O(l)
Anode:

8 Lösungen 32
• Zink-Atome gehen als Zink-Ionen in Lösung (Oxidation).
• Die Elektronen bleiben in der Elektrode (Zink-Gegenstand) zurück (Minus-Pol) und wandern
über das Kabel zum Voltmeter und dann zum Plus-Pol, dem Kupferblech.
Kathode:
• Elektronen vom Plus-Pol (Kupfer-Gegenstand) werden an Oxonium-Ionen des Obst-Saftes
abgegeben. Es bildet sich Wasserstoff (Reduktion).
A 6.8
Da sich giftige Schwermetall-Ionen in dem Obst befinden, darf dieses nicht mehr gegessen werden.
Versuch c
Ein Knacken im Kopfhörer zeigt elektrischen Strom an.
Versuch d
Beobachtung:
Deutung:
Es ist eine höhere Spannung messbar.
Die Spannungen, die sich zwischen den Blechen in jeder Zitrone aufbauen, addieren
sich. Im Idealfall (experimentell selten zu erreichen!) misst man daher die x-
fache Spannung vom ersten Versuch (x = Anzahl der Zitronen).
Das kann man sich wie folgt vorstellen: Im Kupfer-Gegenstand der ersten Zitrone
herrscht ein Elektronen-Mangel, da sich Oxonium-Ionen aus der Lösung bevorzugt
am Blech reduziert, und dabei Elektronen verbraucht werden. Dieser Elektronen-
Mangel wird über das Kabel an den Zink-Gegenstand der nächsten Zitrone weitergegeben.
Dadurch wird dort das Bestreben des Zinks, in Lösung zu gehen und dabei
Elektronen im Blech zurückzulassen, noch verstärkt, denn dadurch wird der E-
lektronen-Mangel etwas vermindert. Das vermehrte „In-Lösung-gehen" des Zinks
hat nun wieder zur Folge, dass mehr Elektronen zum Kupfer-Gegenstand transportiert
werden können. (Dort können sich nun mehr Wasserstoff-Moleküle bilden,
usw.)
Bei gleichzeitiger Verwendung von mehreren handelsüblichen Batterien (Monozellen)
in einem Elektrogerät muss aus dem gleichen Grund auf die richtige Orientierung
geachtet werden.
Abb. 8.2 Reihenschaltung

33
9 Chemikalien und Materialien
9.1 Übersicht der benötigten Materialien
Alle Mengenangaben beziehen sich auf jeweils eine Schülergruppe. Es ist ratsam, mindestens für 3
Schülergruppen gleichzeitig das Material bereitzuhalten.
9.1.1 Glasgeräte
6 50 mL Bechergläser (BG)
5 100 mL Bechergläser
U-Rohr
U-Rohr (dreischenklig)
9.1.2 Elektroden
Eisen
Kupfer
Silber
Zink
Eisenblech
Kupferblech
3 U-Rohre mit Fritte
Trichter
6 RG mit passenden Stopfen
6 Pipetten
Silberblech
Zinkblech
2 Platin-Elektroden
6 Graphit-Elektroden mit Stopfen
Graphit-Elektroden
metallische Gegenstände: Nägel, Schrauben (keine Legierungen; gleiche Oberfläche, die in die
Frucht eintaucht) aus Zink (5x), Kupfer (5x) für Zitronenbatterie
9.1.3 Messgeräte etc.
mehrere Spannungsmessgeräte (Voltmeter)
Kabel
12 Krokodil-Klemmen
9.1.4 Sonstiges
Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle
weiches Tuch
Pasteurpipette
Filterpapier
RG-Ständer
niedrigohmiger Elektromotor
Spannungsquelle
Stativ mit Klammer
Schutzbrille
Messer
Kopfhörer
alter Wecker

9 Chemikalien und Materialien 34
9.2 Übersicht über die benötigten Chemikalien
Lösungen Eisen(II)-sulfat c =1 mol·L -1 Xn R: 22 S: 24/25 (Xn: w≥ 25%)
Lösung muss mit Schwefelsäure stabilisiert werden, da sonst zügige Oxidation zum
Eisen(III) erfolgt!
Kupfersulfat c =1 mol·L -1 Xn R: 22-36/38 S: 2-22 (Xn: w≥ 25%)
Silbernitrat c =1 mol·L -1 C R: 34 S: ½-26-45
(Xi: 5%≤ w

35
10 Hinweise für Lehrerkräfte
10.1 Aufbauten für elektrochemische Versuche
Die Konzentrationen von 1 mol·L -1 müssen nicht unbedingt eingehalten werden, geben aber hier
eine sinnvolle Größenordnung an: so ist die Abscheidung von Silber auf dem Eisenblech besser zu
beobachten und die Farbänderung der Kupfersulfatlösung ist deutlich zu sehen. Wo es sinnvoll ist
haben wir die Konzentrationen auf 0,1 mol·L -1 herabgesetzt.
Durch die hier eigentlich nicht notwendigen exakten Konzentrationen kann u.U. auf das Ansetzen
von Lösungen verzichtet werden, da die verwendeten Lösungen in anderen Versuchen erneut verwendet
werden. Allerdings muss dann darauf geachtet werden, dass die Lösungen nicht verschmutzt
werden, wie es laut Versuchsanleitung zwingend geschieht!
10.2 zu: 2 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle
10.2.1 Voraussetzungen
- Spannungsreihe der Metalle
10.2.2 Gliederung der Versuche
V 4.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen
V 4.2 Galvanisches Element aus Wasserstoff- und Chlorhalbzelle
V 6.1 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen
10.2.3 Hinweise zum Experimentieren
Bei Verwendung von Tropfflaschen für Chlor- und Bromwasser muss bei V 2.1 nicht unter dem
Abzug gearbeitet werden, da hierbei Chlor und Brom sofort reduziert werden und somit die Kontamination
der Raumluft weitgehend vermieden wird. Das ist auch ein Grund, weshalb bei den
Einzelversuchen auf die Kombination KCl(aq) und Bromwasser verzichtet wurde.
Nicht verzichtet werden kann hingegen auf den Abzug bei V 4.2. Daher folgender Vorschlag: Man
lässt nur die erste bzw. die zwei ersten Gruppen die drei galvanischen Elemente herstellen, indem
sie unter dem Abzug arbeiten, die anderen Gruppen führen dann an ihrem Arbeitsplatz nur noch
die Spannungsermittlungen durch.
Um die Vorbereitung für die Versuche zu vereinfachen, wurden für die Versuche gleiche und
gleichkonzentrierte Salzlösungen gewählt, die vorher in größerer Menge hergestellt werden können.
10.3 zu: 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode
Die Verwendung von Salzsäure birgt das Problem des bei der Elektrolyse entstehenden Chlors. Das
Arbeiten unter dem Abzug kann dadurch umgangen werden, dass nur kurz (weniger als 1 min)
elektrolysiert wird, so wird das entstehende Chlor nahezu vollständig im Wasser gelöst. Die Spannung
muss dabei gering gehalten werden, so dass an der Anode kaum oder keine Gasentwicklung
zu beobachten ist.
10.4 zu: 6.2 Die Zitronenbatterie
10.4.1 V 6.2 Herstellung von Zitronenbatterien mit unterschiedlicher Energie
Ein weiterer Versuch, der das Entstehen der Spannung in der Zitronenbatterie erklärt, ist auf folgender
Internet-Seite zu finden:
http://www.u-helmich.de/che/12/02-ec/1-red/seite2.html
Dabei wird mit Hilfe von gelbem Blutlaugensalz Kupfer nachgewiesen und durch Gleichgewichtsreaktionen
das Zustandekommen des Ladungsunterschiedes zwischen der Zink- und der Kupferelektrode
erklärt.

10 Hinweise für Lehrerkräfte 36
10.5 Hilfekarten zu Kapitel 4
Die Hilfekarten könne zur selbstgesteuerten Binnendifferenzierung für das schwierige Kapitel 4
verwendet werden. Dazu werden sie ausgeschnitten, an den gestrichelten Linien geknickt und zur
Stabilisierung einlaminiert (oder auf Karteikarten geklebt).
zu A 4.2 Formulieren Sie die Reaktionen, die bei
der Elektrolyse der Salzsäure an den beiden
Polen ablaufen.
Beachten Sie: An beiden Polen sind Gase entstanden.
1. Das Gas am Pluspol können Sie durch seinen
Geruch identifizieren.
2. Welche Gase sind theoretisch sonst noch
denkbar?
3. Formulieren Sie die Redox-Schemata für
beteiligten Gase und entscheiden Sie, welches
Gas am Minus-Pol entstanden ist!
Lösung zur Hilfsaufgabe zu A 4.2
1. Am Plus-Pol ist Chlor entsandten
(„Schwimmbad-Geruch“) gemäß
2 Cl - Cl 2 + 2 e -
2. Da Salzsäure eine wässrige Lösung von
Chlorwasserstoff ist liegen folgende Stoff
hier vor: Oxonium-Ionen, Wasser-Moleküle
und Chlorid-Ionen. Es können also theoretisch
noch Sauerstoff und Wasserstoff entstehen.
Die Entstehung von Sauerstoff wäre
aber eine Oxidation, würde also genau wie
Sauerstoff am Pluspol ablaufen:
6 H 2 O O 2 + 4 H 3 O + + 4 e -
3. Die Entstehung von Wasserstoff hingegen
ist eine Reduktion und verläuft am Minus-
Pol: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O
Also muss am Minuspol Wasserstoff entstehen!
zu A 4.3 Bestimmen Sie aus der gemessenen
Spannung das Redoxpotential für die Chlor-
Halbzelle! Begründen Sie Ihren Lösungsweg!
Antworten zu den Hilfsfragen zu A 4.3
Hilfsfragen:
1. Formulieren Sie die Reaktionsschemata der
beiden beteiligten Halbzellen!
2. Stellen Sie das Zelldiagramm auf!
3. Wie groß ist jeweils die Konzentration der
beteiligten Ionen?
4. Wie ist ein Normalpotential definiert?
1. 2 H 2 O + H 2 2 H 3 O + + 2 e -
Cl 2 + 2 e - 2 Cl -
2. Zelldiagramm H 2 /2 H 3 O + //Cl 2 /2 Cl -
3. Die Konzentrationen betragen jeweils
1 mol·L -1 . Die geringen Veränderungen
während der Durchführung können vernachlässigt
werden.
4. Das Normalpotential einer Halbzelle wird
gemessen, indem man die Spannung der
Halbzelle bei einer Konzentration von
1 mol·L -1 gegen eine Normalwasserstoff-
Halbzelle misst.

10 Hinweise für Lehrerkräfte 37
zu A 4.4 Notieren Sie Ihre ermittelten Span-
nungswerte in die Tabelle:
Es müssten sich ziemlich genau (Abweichung
unter 0,1 V) folgende Werte ergeben:
Galvanische Zelle Zellspannung / V
2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl - 0,29
2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl - 0,82
2I - /I 2 //Br 2 /2Br - 0,53
zu A 4.5 Berechnen Sie mit Hilfe Ihrer Lösung
zu A 4.3 die Redoxpotentiale der 3 Halogenhalbzellen
und vergleichen Sie diese mit den
Literaturwerten.
Antwort zur Hilfsfrage zu A 4.5
Die Literaturwerte für die Redoxpotentiale sind:
E 0 (2Cl - /Cl 2 ) = + 1,36 V (wie bei Versuch
4.3 gemessen)
E 0 (2Br - /Br 2 ) = + 1,07 V
E 0 (2I - /I 2 ) = + 0,54 V
Wie kann man aus gemessenen Potentialdifferenzen
die Redoxpotentiale berechnen? Welche
Angabe benötigt man hierzu außer der Messung?
Zusätzlich zu den gemessenen Werten benötigen
Sie noch ein Bezugssystem! Dieses haben
Sie im ersten Versuch aber bereits erhalten,
Vgl. A 4.3!

10 Hinweise für Lehrerkräfte 38
zu A 4.6 Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen
der Elektrolyse-Zelle und der Galvanischen
Zelle.
Machen Sie sich nochmals klar, was der Unterschied
zwischen einer Elektrolyse und einer
Galvanischen Zelle ist!
Formulieren Sie die Reaktionsschemata und
ordnen Sie zu: Polung; Oxidation/Reduktion;
Anode/Kathode; Donator/Akzeptor
zu A 4.7 Die direkte Bestimmung des Redoxpo-
tentials von Chlor kann experiment
ell noch auf
einem anderen Weg erfolgen als über die Elekt-
rolyse von Salzsäure . Beschreiben Sie diesen
Versuch.
Lösungen zu den Hilfsfragen zu A 4.7
1. Welche beiden Halbzellen werden benötigt?
2. Wie können diese erzeugt werden?
1. Es werden eine Chlor- und eine Wasserstoffhalbzelle
benötigt.
2. Die Wasserstoffhalbzelle wird durch die
Elektrolyse von Salzsäure erhalten,
Die Chlorhalbzelle kann auch durch die
Elektrolyse jeder anderer Chloridionenhaltiger
Lösung erhalten werden.

10 Hinweise für Lehrerkräfte 39
zu A 4.8 St
ellen Sie eine begründete Hypothese
auf, ob die Elektrolyse einer Natriumchlorid-
Lösung der Stoffmengenkonzentration von c =
1 mol·L-1 bei gleichen Versuchsbedingungen
nach der Elektrolyse die gleiche Spannung zwischen
den Elektroden liefert wie Salzsäure mit
der Konzentration 1 mol·
L-1!
Was ist die Definition einer Wasserstoffhalbzelle?
Liegt hier eine solche vor?
Eine Wasserstoffhalbzelle ist aufgebaut aus
einem Platinblech, dass in eine Lösung mit einer
Oxoniumionen-Konzentration von c = 1
mol·L -1 eintaucht und von Wasserstoff mit einem
Druck von 1013 hPa umspült wird.
Hier liegt auch keine vereinfachte Wasserstoffhalbzelle
vor, da die Oxoniumionen-
Konzentration sehr viel geringer ist (Größenordnung:
ca. 10 -7 mol·L -1 )
zu A 4.9 Ließe sich das Redoxpotential eines
Halogens auch mit einer Metallhalbzelle bestim-
men?
Ordnen Sie die Redoxpotentiale der Halogene in
die Spannungsreihe der Metalle ein!
Skizzieren Sie einen Aufbau!
Machen Sie sich klar, in welcher Zelle bei einem
typischen Aufbau so oxidiert wird, in welcher
reduziert!
Stellen Sie die entsprechenden Reaktionsschemata
auf!

10 Hinweise für Lehrerkräfte 40
11 Quellen
Kapitel 6.1 Volta-Element: verändert nach Materialien-Handbuch Kursunterricht Chemie, Aulis-
Verlag
Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie: verändert nach Material - Lernen an Stationen Erarbeitungs-Zirkel
– Redoxreaktionen bei Metallen (Elektrochemie) Klasse 10

41
12 Anhang
Standard-Redoxpotentiale (bei 25°C)
Reduzierte Form Oxidierte Form + z e - E° / V
2 F - (aq) F 2 (g) + 2 e - + 2,87
O 2 (g)+ 2 H 2 O(l) O 3 (g) + 2 H + (aq) + 2 e - + 2,07
2 SO 2- 4 (aq) S 2 O 2- 8 (aq) + 2 e - + 2,05
2 H 2 O(l) H 2 O 2 (aq) + 2 H + (aq) + 2 e - + 1,78
Pb 2+ (aq) Pb 4+ (aq) + 2 e - + 1,67
Cl 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 HClO(aq) + 2 H + (aq) + 2 e - + 1,63
Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O(l) MnO - 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - + 1,51
Au(s) Au + (aq) + e - + 1,41
Pt(s) Pt 2+ (aq) + 2 e - + 1,20
2 Br - (aq) Br 2 (l) + 2 e - + 1,09
NO(g) + 2 H 2 O(l) NO - 3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e - + 0,96
Cl - (aq) + 2 OH - (aq) ClO - (aq) + H 2 O + 2 e - + 0,89
Hg(l) Hg 2+ (aq) + 2 e - + 0,85
NO 2 (g) + H 2 O NO - 3 + 2 H + + e - + 0,80
Ag(s) Ag + (aq) + 2 e - + 0,80
Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - + 0,77
2 I - (aq) I 2 (s) + 2 e - + 0,54
3 I - (aq) I - 3 (aq) + 3 e - + 0,53
Cu(s) Cu + (aq) + e - + 0,52
Ni(OH) 2 (s) + OH - (aq) NiOOH(s) + H 2 O(l) + e - + 0,49
4 OH - (aq) O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e - + 0,40
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - + 0,35
H 2 (g) 2 H + (aq) + 2 e - 0 (Def.)
Fe(s) Fe 3+ (aq) + 3 e - - 0,04
Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e - - 0,13
Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e - - 0,14
Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e - - 0,23
Co(s) Co 2+ (aq) + 2 e - - 0,28
Pb(s) + SO 2- 4 (aq) PbSO 4 (s) + 2 e - - 0,36
Cd(s) Cd 2+ (aq) + 2 e - - 0,40
Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e - - 0,41
Cr(s) Cr 2+ (aq) + 2 e - - 0,74
Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - - 0,76
Cd(s) + 2OH - (aq) Cd(OH) 2 (s) + 2 e - - 0,81
H 2 (g) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O + 2 e - - 0,83
Mn(s) Mn 2+ (aq) + 2 e - - 1,18
Al(s) Al 2+ (aq) + 3 e - - 1,66
Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e - - 2,36
Na(s) Na + (aq) + e - - 2,71
Ca(s) Ca 2+ (aq) + 2 e - - 2,87
K(s) K + (aq) + e - - 2,92
Li(s) Li + (aq) + e - - 3,04
Anmerkungen:
- Alle Lösungen haben die Konzentration c=1mol/L. Dies bedeutet, dass in Redoxsystemen, in denen
Oxonium- oder Hydroxidionen vorkommen, sich die Angaben stets auf pH=0 bzw. pH=14 beziehen!
- Alle Gase haben einen Druck von p=1013 hPa, vereinfacht nimmt man diesen Standarddruck als existent
an.
- Fluor ist in der obigen Tabelle das stärkste Oxidationsmittel, die Reaktion verläuft dort also stets zur
reduzierten Form, Lithium hat das kleinste Standardelektrodenpotential, ist also das stärkste Reduktionsmittel,
die Reaktion verläuft stets zur oxidierten Form.