Experiment 2. Umwandlung E(chem) <-> E(elek) E. Experimente LÖSUNG Galvanische Zelle und Elektrolyse

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2. Umwandlung E(chem) <-> E(elek) E. Experimente LÖSUNG Galvanische Zelle und Elektrolyse

© Florian Robens 2013 Seite 1

Experiment

Versuch 1: Umwandlung von chemischer Energie in elektrische

Beobachtung: Lies den Wert der Spannung in Volt ab: ___1,1V____

Aufgaben:

a) Da Zink ein höheres Bestreben hat Elektronen abzugeben als Kupfer, gibt es seine Elektronen an das Kabel ab. Hier fließen sie durch das Voltmeter zum Kupferstab, wo sie von Kupferkationen aufgenommen werden können. So entsteht elementares Kupfer am Kupferstab, welches mit seinem niedrigeren Elektronendruck den energetisch günstigeren Zustand darstellt.

Halbzelle 1: Zn  Zn²⁺ + 2e^- Halbzelle 2: Cu²⁺ + 2e^-  Cu Gesamtgl.: Zn + Cu²⁺  Cu + Zn²⁺

b) Kupfer ist edler, da Zink oxidiert wird.

c) Halbzelle 1: Mg  Mg²⁺ + 2e^- Halbzelle 2: Zn²⁺ + 2e^-  Zn Gesamtgl.: Mg + Zn²⁺  Zn + Mg²⁺

d) Da Magnesium unedler ist als Zink, und dieses unedler als Kupfer, ist ist Spanne zwischen Magnesium und Kupfer noch größer. Daher werden 2,7V fließen (1,1V + 1,6V)

Quelle:

http://www.schule-

bw.de/unterricht/faecher/chemie/material /nuetzliches/skizze/

(zuletzt abgerufen am 3.6.14)

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© Florian Robens 2013 Seite 2

Experiment

Versuch 2: Umwandlung von elektrischer in chemische Energie

Notiere deine Beobachtungen

1. Am +Pol scheidet sich ein grauer Feststoff ab.

Am -Pol färbt sich die Lösung orange.

2. Die Lösung wird blau / schwarz

Aufgaben:

- Beschreibe die Reaktionen, die an den Elektroden ablaufen. Formuliere dazu jeweils eine Reaktionsgleichung und ordne ihnen die Begriffe Oxidation bzw. Reduktion zu. Erstelle daraus dann die Redoxgleichung.

An der Kathode entsteht elementares Zink, an der Anode elementares Jod. Jod wird durch die Stärke- Farbreaktion nachgewiesen.

Kathode: Zn²⁺ + 2e^-  Zn Reduktion Anode: 2 J^-  J2 + 2e^- Oxidation Gesamt: ZnJ2  Zn + J2 Redox

- Stelle eine Voraussage auf, wie der Versuch verläuft, wenn statt Zinkjodid das Salz Aluminiumbromid verwendet wird (mit Teil- und Gesamtgleichungen).

Kathode: Al³⁺ + 3e^-  Al Reduktion Anode: 2Br^-  Br2 + 2e^- Oxidation Gesamt: 2AlBr3  2Al + 3Br2 Redox

Das entstehende elementare Kalium würde sofort mit dem Wasser der Lösung zu Kalilauge reagieren.

Allerdings ist Kalium unedler als Wasserstoff! Da immer erst die niedrigste Spannungsdifferenz aus der Spannungsreihe reagiert, und in Wasser immer H3O⁺ enthalten ist, würden folgende Reaktionen ablaufen:

Spannungsreihe: (K/K⁺) -2,9V; (H2/H3O⁺) -0,4V; (J2/J^-) +0,5V;

2 J^-  J2 + 2e^- und 2 H3O⁺ + 2e^-  2 H2O + H2

Hier wird ständig H3O⁺ verbraucht, welches durch die Autoprotolyse des Wassers ständig nachgebildet wird. 2 H2O  H3O⁺ + OH^-

Dies führt wieder zur Kalilauge (K⁺ und OH^- verbleiben in der Lösung)

Man muss also einen wasserfreien Aufbau nutzen um Kalium rein zu gewinnen, also die Elektrolyse der Kaliumiodid-Schmelze oder Verwendung eines polaren, nicht mit K, KJ oder J2 reagierenden Lösemittels.