Arbeitsblatt Galvanische Zelle

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2. Umwandlung E(chem) <-> E(elek) (Schulbuch S.149ff) galvanische Zelle und Elektrolyse

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Galvanische Zelle

Eine galvanische Zelle besteht aus elektrisch (Kabel) und elektrolytisch (Salzbrücke, Salzlösung im Glasrohr, Filter) miteinander verbundenen, unterschiedlichen Halbzellen.

Eine Halbzelle wurde früher definiert als ein Metall, das in seine Salzlösung taucht, z.B.

ein Kupferstab in einer Kupfersalzlösung.

(rechts: galvanische Zelle mit Messgerät)

Im Gefäß können die Atome des Metallstabs Elektronen abgeben und als Kation in die Lösung treten. Diese können aber auch Elektronen aufnehmen und sich als Atom am Metallstab absetzen.

Metallatom  Kation^x+ + x e^- oder

Kation^x+ + x e^- Metallatom

Macht nun die folgenden 4 Aufgaben. Wenn ihr mit Eurer Lösung zufrieden seid, schaut nach jeder Aufgabe die bereitgelegte Lösung an und vergleicht Eure Ergebnisse.

Redet über Abweichungen, und woher sie stammen.

1. Material (A). Wiederhole kurz, wie Gleichstrom funktioniert. Überlegt, wie auf Teilchenebene der konstante und gerichtete Gleichstromfluss von einer Halbzelle zur anderen zu Stande kommt.

Erläutert dabei auch, wohin die Elektronen, Kationen und Anionen der Lösung fließen, und was mit den Metallstäben passiert.

2. Material (B) Beschriftet vollständig die enthaltene Zeichnung. Übernehmt diese dann in Eure Aufzeichnungen!

3. Auf Liste (C) lest ihr Fachbegriffe, die für den Prozess verwendet werden. Schreibt einen Text, der diese Begriffe sinnvoll beinhaltet. Habt ihr Probleme mit einzelnen Begriffen, seht sie nach in den ausstehenden Lexika oder im Netz.

Erinnerung: Redet über Abweichungen, und woher sie stammen.

Quelle:

http://www.schule-bw.de/unterricht/faecher/chemie/material/nuetzliches/skizze/

(zuletzt abgerufen am 3.6.14)

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4. Batterie: Je nach Wahl der Chemikalien in den beiden Halbzellen erhält man am Messgerät unterschiedliche Spannungen.

Folgende Spannungen werden gemessen:

Halbzelle der Oxidation Halbzelle der Reduktion gemessene Spannung

Fe,Fe³⁺ Ag,Ag⁺ 0,82V

Zn,Zn²⁺ Cu,Cu²⁺ 1,10V

Mg,Mg²⁺ Zn,Zn²⁺ 1,61V

Mg,Mg²⁺ Ag,Ag⁺ 3,16V

Fe,Fe³⁺ Cu,Cu²⁺ 0,37V

Vervollständige mit diesen Informationen folgende Tabelle, indem du die Spannung der anderen Zellen aus den gegebenen Werten berechnest:

wird oxidiert

 wird reduziert

Mg

Werte

in Volt - - - -

- - -

- -

-

Ag⁺ 3,16V

Daraus ergibt sich die Redoxreihe der Metalle, bei der ein links am Pfeil stehendes Metall von der Salzlösung eines rechts stehenden Metalls oxidiert wird:

Die Oxidierbarkeit der Metalle nimmt mit dem Pfeil _____.

Die edleren Metalle stehen weiter _________ am Pfeil.

Je nach Wahl der Halbzellen kann eine galvanische Zelle eine definierte Spannung liefern. So lassen sich Batterien verschiedener Spannungen herstellen.

Die Redoxreihe der Metalle gibt die Oxidationskraft der Metalle an. Sie ist ein Maß für das Bestreben, Elektronen abzugeben. Erweitert man diese Reihe um andere Redoxpaare, erhält man die Spannungsreihe.

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Die Spannungsreihe:

Mit solchen Vergleichsreaktionen wird nun eine Tabelle aufgestellt, die auf einen Blick verrät, welcher Stoff das Potential hat, einen anderen Stoff zu

reduzieren. Diese Tabelle nennt man „Spannungsreihe“ und sie enthält korrespondierende Redoxpaare. In der folgenden Spannungsreihe sind die Stoffe sortiert nach ihrer

Reduktionskraft, und ein links oben stehender Stoff

(Reduktionsmittel) reduziert einen rechts unten stehenden Stoff (Oxidationsmittel).

korrespondierendes Redoxpaar Fe/Fe²⁺

formuliert als Oxidation von Fe

z.B. Elementares Cobaldt Co reduziert Silberkationen Ag⁺ zu Silber Ag und wird selbst oxidiert zu Cobaldtkationen Co²⁺

=> Cobalt ist unedler als Silber, Cobalt wird durch Silbersalz oxidiert Co + 2Ag⁺  Co²⁺ + 2Ag

Gibt man dagegen elementares Gold Au(s) zu Quecksilbersalz Hg²⁺(aq)

findet keine Reaktion statt, die Reduktionskraft von Gold ist zu gering

=> Gold ist edler als Quecksilber, es wird von Hg²⁺ nicht oxidiert 2Au + 3Hg²⁺ 

Bei einem solchen Prozess wird chemische Energie aus den Bindungen in elektrische Energie umgewandelt, also zur Ladungsbewegung genutzt.

Dieser Prozess sollte sich also umkehren lassen, indem man den exotherm ablaufenden Elektronenfluss stoppt, und letztlich umkehrt. Dies ist möglich durch eine externe

Gleichstromquelle, die dem Elektronenfluss der galvanischen Zelle entgegengerichtet ist.

Einen Prozess, bei dem elektrischer Strom eine Redoxreaktion erzwingt, nennt man Elektrolyse.

Sie wird beispielsweise zur Gewinnung von Metallen verwendet, oder zur Herstellung von Stoffen, deren Gewinnung durch rein chemische Prozesse teurer oder kaum möglich wäre. Das Laden von Akkus gehört auch dazu. Es muss zuerst der Elektronenfluss der freiwillig ablaufenden Redoxreaktion überwunden werden, um die Elektrolyse zu ermöglichen.

Eine galvanische Zelle wandelt Energie, die in chemischen Bindungen gespeichert ist, in elektrische Energie um.

chemische Energie  elektrische Energie (Chemische Bindung  Elektronenbewegung)

Eine Elektrolyse nutzt elektrische Energie, um sie in chemischen Bindungen zu speichern.

elektrische Energie  chemische Energie (Elektronenbewegung Chemische Bindung) Die Elektrolyse ist die Umkehrung der galvanischen Zelle

Li <-> Li ⁺ + e´ -3,04 K <-> K ⁺ + e´ -2,92 Ca <-> Ca ²⁺ + 2e´ -2,87 Na <-> Na ⁺ + e´ -2,71 Mg <-> Mg ²⁺ + 2e´ -2,36 Al <-> Al ³⁺ + 3e´ -1,66 Mn <-> Mn ²⁺ + 2e´ -1,18 Zn <-> Zn ²⁺ + 2e´ -0,76 Cr <-> Cr ³⁺ + 3e´ -0,74 Fe <-> Fe ²⁺ + 2e´ -0,41 Cd <-> Cd ²⁺ + 2e´ -0,40 Co <-> Co ²⁺ + 2e´ -0,28 Ni <-> Ni ²⁺ + 2e´ -0,23 Sn <-> Sn ²⁺ + 2e´ -0,14 Pb <-> Pb ²⁺ + 2e´ -0,13 Cu <-> Cu ²⁺ + 2e´ +0,35 Ag <-> Ag ⁺ + e´ +0,80 Hg <-> Hg ²⁺ + 2e´ +0,85

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Elektrolyse

5. Material (A) nochmal: Überlegt wieder, welche

Prozesse auf Teilchenebene der Gleichstromfluss aus der Stromquelle erzwingt. Erläutert dabei auch, wohin die Elektronen, Kationen und Anionen der Lösung fließen, und was mit den Metallstäben passiert.

Viele Elektrolysen dienen zur Gewinnung von elementaren Stoffen und funktionieren problemlos aus der Salzlösung des zu gewinnenden Stoffes heraus.

Gewinnung von Chlor und Kupfer aus Kupferchlorid:

Rechts dargestellt ist eine Elektrolysevorrichtung, in die zum Beispiel grüne Kupferchloridlösung gefüllt werden kann. Man verzichtet hier auf eine Salzbrücke, da die entstehenden Stoffe im Aufbau voneinander getrennt entstehen und leicht abzuscheiden sind.

6. Kupferchlorid: Erstelle die Gleichungen für die jeweils an Kathode und Anode ablaufenden Prozesse.

Beschreibe dann die Beobachtungen, die bei diesem Experiment gemacht werden können.

In einem ähnlichen Verfahren können viele Metalle und Nichtmetalle elementar hergestellt werden.

Weitere Beispiele sind Zink und Jod aus Zinkjodid¹, Brom und Aluminium aus Aluminiumbromid¹, oder zur Reinigung von Rohkupfer zu reinem Kupfer².

Erstelle für die mit ¹ markierten Reaktionen die Reduktions- Oxidation- und Gesamtgleichungen.

Erstelle für die Kupferreinigung² eine Skizze des Versuchsaufbaus.

Gewinnung elektrischer E Gewinnung von Stoffen aus chemischen Bindungen durch elektrische E exotherm endotherm

Abbildungen auf dieser Seite Quelle:

http://www.schule-bw.de/unterricht/faecher/chemie/material/nuetzliches/skizze/

(zuletzt abgerufen am 3.6.14)