Experiment 2. Umwandlung E(chem) <-> E(el) Galvanische Zelle und Elektrolyse

2. Umwandlung E(chem) <-> E(el) Galvanische Zelle und Elektrolyse

© Florian Robens 2013 Seite 1

Experiment

Versuch 1: Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie

Galvanische Zelle - Definition: Eine galvanische Zelle besteht aus elektrisch (Kabel) und elektrolytisch (Salzbrücke, Salzlösung im Glasrohr, getränktes Filterpapier) miteinander verbundenen, unterschiedlichen Halbzellen.

Elektrischer Strom - Definition:

Elektrischer Strom ist die Bezeichnung für die gerichtete Bewegung von Ladungsträgern, zum Beispiel Elektronen oder Ionen.

Anleitung zum Bau einer galvanischen Zelle:

Material: 2 kleine Bechergläser, Stativmaterial, Klemmen, Voltmeter, 2 Laborkabel, Filterpapier

Chemikalien: Zinkstab , Kupferstab , konzentrierte Kochsalzlösung, 1molare Zinksalzlösung , 1molare Kupfersalzlösung

Sicherheit: Schutzbrille, Hautkontakt vermeiden, Reste ausnahmsweise in die Behälter zurückgießen, Filterpapier in den Hausmüll.

1. Erstelle zwei Halbzellen. Eine Halbzelle ist meist ein Element in seiner Ionenlösung, zum Beispiel Kupferstab in Kupfersulfatlösung (Cu/Cu²⁺) oder Magnesium in Magnesiumchloridlösung (Mg/Mg²⁺) oder

Wasserstoffgasstrom durch Salzsäure (H2/H3O⁺). Solche Paare nennt man Redoxpaar.

Stelle zwei Halbzellen her, die die Redoxpaare Cu/Cu²⁺ und Zn/Zn²⁺ beinhalten. Neben Stativmaterial werden jeweils 1 Becherglas, 1 Metallstab und 50ml der korrespondierenden, 1molaren Salzlösung benötigt. Stelle die beiden Gläser nahe aneinander. Setzte jetzt Stativmaterial so zusammen, dass die Metallstäbe in ihre jeweilige Lösung tauchen.

2. Verbinde die Halbzellen elektrisch. Verbinde hierzu die Metallstäbe mit je einer Buchse am Voltmeter (Kupfer als +Pol). Hierfür brauchst du eventuell passende Klemmen mit Kabelbuchsen.

3. Verbinde die Zellen elektrolytisch. Der Stromkreis wird nun geschlossen, indem du ein mit Kochsalzlösung stark getränktes Filterpapier geknickt mit jeweils einem Ende in die Salzlösung eines Becherglases hängst. So können Ladungsträger - Ionen - zwischen den beiden Lösungen fließen.

Quelle:

http://www.schule-

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

(zuletzt abgerufen am 3.6.14)

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Experiment

Beobachtung: Lies den Wert der Spannung in Volt ab: ___________

Aufgaben:

a) Durch das Voltmeter fließen offensichtlich Elektronen. Überlegt, welche Prozesse in den einzelnen

Halbzellen ablaufen müssen, damit Elektronen immer in der gleichen Richtung fließen. Nutzt dabei Begriffe aus der beschrifteten Skizze, vor allem „Metall mit höherem / niedrigerem Elektronendruck“. Elektronendruck ist hierbei das Bestreben, Elektronen abzugeben.

Erstelle dazu die Oxidationsgleichung, in der ein Metall Elektronen abgibt, und die Reduktionsgleichung, in der ein Metallkation Elektronen aufnimmt. Setze diese beiden zusammen zu einer Redoxgleichung, in der die Elektronen gekürzt werden können.

b) Allgemein wird ein Metall, welches von einer Salzlösung eines anderen Metalls oxidiert wird, als unedleres Metall bezeichnet. Ist in diesem Beispiel Zink oder Kupfer edler?

c) Zeichne eine galvanische Zelle mit den Redoxpaaren Mg/Mg²⁺ und Zn/Zn²⁺. Magnesium ist in diesem Fall das unedlere Metall. Die Zelle liefert 1,6V Spannung. Bestimme mit diesen Informationen den Elektronenfluss, die Teilgleichungen, sowie die vollständige Redoxgleichung dieser Zelle.

d) Wie hoch wäre die Spannung bei einer Verbindung der Halbzellen Mg/Mg²⁺ und Cu/Cu²⁺? Beschreibe deine Überlegungen.

Eine galvanische Zelle besteht aus zwei elektrisch und elektrolytisch verbundenen Halbzellen.

Eine Halbzelle ist ein Raum, in dem zwei unterschiedlich oxidierte Formen eines Elements nebeneinander vorliegen.

Der Stromfluss ist immer gleichgerichtet (Gleichstrom) vom unedleren zum edleren Stoff.

Dies ist festgehalten in der Tabelle der „Spannungsreihe“. Sie enthält korrespondierende Redoxpaare, sortiert nach ihrer Oxidationskraft, manchmal auch Elektronendruck genannt. Mit ihrer Hilfe kann man schnell ablesen, welche Halbzellen zusammengeschlossen werden müssen, um eine gewisse Spannung zu erhalten oder eine spezielle Reaktion ablaufen zu lassen.

Glückwunsch!

Du kannst jetzt Batterien unterschiedlicher Spannung bauen.

Beispiel für eine Spannungsreihe

historische Hintergründe

Beispiel einer

komplexeren Batterie, die weltweit genutzt wird

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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Experiment

Versuch 2: Umwandlung von elektrischer in chemische Energie

Material: U-Rohr, zwei Graphitelektroden, zwei Laborkabel, eine Stromquelle, Stativmaterial, ein 50ml Messzylinder, zwei Bechergläschen, zwei Pipetten

Chemikalien: dest. Wasser, Stärkelösung, Zinkjodid Sicherheit: Schutzbrille, Reste in Schwermetallkanister,

Beim Umgang mit Strom immer zu beachten: Als letztes wird der Stromkreis geschlossen, indem das letzte Kabelende in die Stromquelle gesteckt wird. Dann den Schalter betätigen. Sobald das Experiment gelaufen und

der Schalter auf ‘aus‘ gestellt ist, wird das Kabel wieder ausgesteckt. Erst dann wird weiter abgebaut.

Durchführung: Baue eine Elektrolysevorrichtung nach nebenstehendem Bild auf 

1. Löse in einem Becherglas 1g Zinkjodid in 50ml destilliertem Wasser. Fülle die Lösung in das U-Rohr.

Schließe jetzt den Stromkreis. Stell die Gleichstromquelle auf 10V Spannung.

Notiere deine Beobachtungen an den Elektroden während der nächsten drei Minuten. Schalte dann die Stromquelle ab.

2. Gib eine Pipette der Lösung aus dem U-Rohr in ein Becherglas. Gib eine Pipette Stärkelösung zu.

Notiere deine Beobachtung.

Der Aufbau ähnelt sehr stark dem Aufbau einer galvanischen Zelle. Allerdings werden hier die eigentlich freiwillig fließenden Elektronen durch den Einbau einer Gleichstromquelle in die andere Richtung gezwungen.

Es muss also erst der Elektronenfluss der galvanischen Zelle gestoppt und dann umgekehrt werden. Daher findet die Reaktion erst ab einer Spannung statt, die mindestens der Spannung entspricht, die der

Spannungsreihe entnommen werden kann.

Quelle:

http://www.schule-

bw.de/unterricht/faecher/chemie/

material/nuetzliches/skizze/

(zuletzt abgerufen am 3.6.14)

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Experiment

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.

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

- 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.

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

Glückwunsch!

Du kannst jetzt mit Strom viele nicht natürlich vorkommende Stoffe synthetisieren.

(wie z.B. Aluminium ↑)

Informiere dich, wie die Elektrolyse von KI Kaliumjodid verläuft und warum sie so anders funktioniert als die oben beschriebene Elektrolyse.

Weitere Beispiele für Elektrolysen

Eine besondere

Anwendung der Elektrolyse ist das Galvanisieren, als Experimentkasten verfügbar.