Ausgewählte Experimente Ausgewählte Experimente der Elektrochemie der Elektrochemie

(1)

Ausgewählte Experimente Ausgewählte Experimente

der Elektrochemie der Elektrochemie

Sara Metten

(2)

Gliederung Gliederung

1. Begriffsklärung 1. Begriffsklärung

2. Grundlagen 2. Grundlagen

3. Galvanische Zellen 3. Galvanische Zellen

 Primärelement Primärelement

 Sekundärelement Sekundärelement 4. Elektrolysezelle

4. Elektrolysezelle

5. Einsatz in Alltag und Technik 5. Einsatz in Alltag und Technik

6. Lehrplan 6. Lehrplan

7. Didaktische Aspekte

(3)

BegriffsklärungGrundlagenGalvanische ZellenElektrolysezelleEinsatzLehrplanDidakt. Aspekte

Elektrochemie

Umwandlung chemischer in

elektrische Energie

Elektrolyse

Ionenwanderung Korrosion

Begriffsklärung

(4)

Begriffsklärung Begriffsklärung



Teilgebiet der physikalischen Chemie Teilgebiet der physikalischen Chemie



gegenseitige Umwandlung von gegenseitige Umwandlung von

chemischer in elektrischer Energie chemischer in elektrischer Energie



Umfasst folgende Vorgänge: Umfasst folgende Vorgänge:



Wanderung von Elektronen und Ionen Wanderung von Elektronen und Ionen



Ausbildung von elektrochemischen Ausbildung von elektrochemischen Potentialen

Potentialen

Begriffsklärung

(5)

Demo 1

Spannungsreihe

(6)

Spannungsreihe Spannungsreihe

Fe

_(s)

Fe

²⁺_(aq)

+ 2 e Cu

²⁺_(aq)

+ 2 e Cu

_(s)

Fe

_(s)

+ Cu

²⁺(aq)

Fe

²⁺_(aq)

+ Cu

_(s)

Cu

_(s)

+ 2 Ag

⁺_(aq)

Cu

²⁺_(aq)

+ 2 Ag

_(s)

- -

Cu

_(s)

Cu

²⁺_(aq)

+ 2 e

^-

2 Ag

⁺_(aq)

+ 2 e Ag

^- _(s)

Grundlagen

(7)

Folgernde Spannungsreihe Folgernde Spannungsreihe

Ag/Ag

⁺

Cu/Cu

²⁺

Fe/Fe

²⁺

Starke Reduktionsmittel

Starke

Oxidationsmittel

Grundlagen

(8)

Elektrochemische Spannungsreihe Elektrochemische Spannungsreihe



Einordnung der Salze nach der Größe ihrer Einordnung der Salze nach der Größe ihrer Potentialdifferenz, die sich an der

Potentialdifferenz, die sich an der Phasengrenze der Elemente ergibt Phasengrenze der Elemente ergibt



je unedler ein Metall um so: je unedler ein Metall um so:



negativer sein Potential negativer sein Potential



schneller oxidiert es schneller oxidiert es



stärker wirkt es als Reduktionsmittel stärker wirkt es als Reduktionsmittel



stärker reagiert es mit Säuren und stärker reagiert es mit Säuren und Wasser

Wasser

Grundlagen

(9)

Demo 2

Ionenwanderung

(10)

Ionenwanderung Ionenwanderung



Permanganat Ionen wandern zur Anode Permanganat Ionen wandern zur Anode



beim Anlegen eines Stroms bewegen sich beim Anlegen eines Stroms bewegen sich Ionen im elektrischen Feld

Ionen im elektrischen Feld



wandern gemäß ihrer formalen Ladung wandern gemäß ihrer formalen Ladung



in flüssigen Lösungen nicht Elektronen in flüssigen Lösungen nicht Elektronen sondern Ionen Ladungsträger

sondern Ionen Ladungsträger

Grundlagen

(11)

Elektrochemische Zellen Elektrochemische Zellen



bestehen aus zwei Leitern (Elektroden) bestehen aus zwei Leitern (Elektroden)



diese müssen mit einem elektrisch diese müssen mit einem elektrisch leitenden Medium (Elektrolyten) in leitenden Medium (Elektrolyten) in

Kontakt stehen Kontakt stehen



Zwei unterschiedliche Typen: Zwei unterschiedliche Typen:



Galvanische Zelle Galvanische Zelle



Elektrolysezelle Elektrolysezelle

Grundlagen

(12)

Zelltyp Elektr.

Anschluss Elektroden-

bezeichnung Reaktions- typ

Galvanische

Zelle Minuspol Pluspol

Anode Kathode

Oxidation Reduktion Elektrolyse-

zelle

Minuspol Pluspol

Kathode Anode

Reduktion Oxidation

Grundlagen

(13)

Galvanische Zelle Galvanische Zelle



benannt nach Luigi Galvani benannt nach Luigi Galvani



spontane chemische Reaktion wird zur spontane chemische Reaktion wird zur Erzeugung des Stromes ausgenutzt

Erzeugung des Stromes ausgenutzt



besteht im einfachsten Fall aus zwei besteht im einfachsten Fall aus zwei verschiedenen Metallen

verschiedenen Metallen



die elektrolytisch und metallisch leitend die elektrolytisch und metallisch leitend verbunden sind

verbunden sind

Galvanische Zellen

(14)

Versuch 1

Daniell-Element

(15)

-

0 2+

Anode:

Anode: Zn Zn

(s) (s)

Zn Zn

_(aq)_(aq)

+ 2 e + 2 e

2+

-

⁰

Kathode:

Kathode: Cu Cu

_(aq)_(aq)

+ 2 e Cu + 2 e Cu

_(s)_(s)

Elektrodenreaktionen Elektrodenreaktionen

Gesamtreaktion:

Zn Zn

⁰ _(s)_(s)

+ Cu + Cu

_(aq)_(aq)²⁺

Zn Zn

_(aq)_(aq)²⁺

+ Cu + Cu

⁰_(s)_(s)

(16)

Elektrodenreaktionen im Überblick Elektrodenreaktionen im Überblick

(17)

Elektromotorische Kraft (EMK) Elektromotorische Kraft (EMK)



Potential einer galvanischen Zelle Potential einer galvanischen Zelle



je größer die Tendenz zum Ablaufen der je größer die Tendenz zum Ablaufen der

chemischen Reaktion, desto größer die EMK chemischen Reaktion, desto größer die EMK



ist abhängig von: ist abhängig von:



beteiligten Substanzen beteiligten Substanzen



Konzentrationen der Lösungen Konzentrationen der Lösungen



Temperatur Temperatur

(18)

Berechnung der EMK Berechnung der EMK

Zn

_(s)

/Zn

²⁺_(aq)

|| Cu

²⁺_(aq)

/Cu

_(s)

red 0 ox

c ln c F

z T E R

E 

 

 Nernst Gleichung

L mol 1

L mol ln 0,1

F z

T E R

E_Zn/Zn2 ⁰_Zn/Zn2



 

 



L mol 1

L mol ln 0,1

F z

T E R

E_Cu/Cu2 ⁰_Cu/Cu2



 

 



(19)

Berechnung der EMK Berechnung der EMK

L mol 0,1

L mol ln 0,1

F z

T E R

E E

E

0 Zn/Zn 0

Cu/Cu /Cu

Cu Zn/Zn

Zn/Zn Cu/Cu

/Cu Cu

Zn/Zn

2 2 2

2

2 2 2

2



 











 



 



 0

0

Zn/Zn 0

Cu/Cu /Cu

Cu

Zn/Zn² ²

E

²

E

²

E

 









V 0,7628 E

V 0,3370 E

0 Zn/Zn 0 Cu/Cu

2 2











V 1,10

E

Zn/Zn²_ Cu²_/Cu



(20)

Kommerziell genutzte Zellen Kommerziell genutzte Zellen



Primärelement Primärelement



nach Gebrauch nicht wieder nach Gebrauch nicht wieder aufladbar

aufladbar



Sekundärelement Sekundärelement



wiederaufladbar wiederaufladbar

(21)

Versuch 2

Leclanché Element

(22)

Gesamtreaktion:

Zn_(s) + 2 NH₄Cl_(aq) + 2 MnO_2(s) [Zn(NH₃)₂Cl₂]_(aq) + MnO(OH)_(s₎

Elektrodenreaktionen Elektrodenreaktionen

Kathode:

2 MnO⁺⁴ _{2 (s)} + 2 H_(aq)⁺ + 2 e 2 MnO(OH)- ⁺³ _(s)

Anode:

Zn⁰ _(s) + 2 NH₄Cl(aq) [Zn(NH⁺² ₃)₂Cl₂]_(aq)+ 2 H _(aq) + 2 e⁺ -

0 +4 +2 +3

(23)

Elektrodenreaktionen im Überblick Elektrodenreaktionen im Überblick

Anode Kathode

(24)

Alkali-Mangan-Batterie Alkali-Mangan-Batterie



ähnlich wie das ähnlich wie das

Leclanché Element Leclanché Element



enthalten NaOH oder enthalten NaOH oder KOH anstatt NH

KOH anstatt NH

₄₄

Cl Cl



längere Lebensdauer längere Lebensdauer



höhere Spannung höhere Spannung



teurer teurer

(25)

Sekundärelement Sekundärelement



wiederaufladbar wiederaufladbar



Entladen: Entladen: Galvanische Zelle Galvanische Zelle



Laden: Laden: Elektrolysezelle Elektrolysezelle



sorgfältig ausgewählte Elektroden sorgfältig ausgewählte Elektroden



Produkte der Entladereaktion müssen Produkte der Entladereaktion müssen schwer löslich sein

schwer löslich sein

(26)

Versuch 3

Bleiakkumulator

(27)

Schwefelsäure 20%ig

4 H₃O⁺+ 4 e^- 2 H₂ + 4 H₂O

Formierung

Kathode

Anode

Blei

Blei(IV)oxid

+1 0

Pb⁰ _(s) + 6 H₂O_(l) PbO⁺⁴ _2(s) + 4 e^- + 4 H₃O⁺

(28)

Entladevorgang

Verbraucher Galvanische Zellen

Anode

SO₄^2-_(aq) + Pb_(s) PbSO_4(s) + 2 e^-

SO₄^2-_(aq) + PbO_2(s) + 2 e^- + 4 H₃O⁺_(aq) PbSO_4(s) + 6 H₂O_(l) Kathode

0 +2

+2 +4

Bleisulfat

(29)

Galvanische Zelle:

Pb/Pb

²⁺

|| PbO

₂

/Pb

²⁺

Anode:

PbSO_4(s) + 2 e Pb_(s) + SO₄^2-_(aq)

Laden

- Kathode:

PbSO_4(s)+ 6 H₂O PbO_2(S) + SO₄^2-_(aq) + 2 e + 4 H₃O_(aq)

Laden

- ⁺

Gesamtreaktion:

2 PbSO_4(s) + 2 H₂O Pb_(s) + PbO_2(s) + 2 H₂SO_4(aq)

Entladen Laden

+4 0 +2

+2

(30)

Aufbau eines Bleiakkus (Autobatterie)

(31)

Elektrolyse Elektrolyse



Redoxreaktionen, die nicht spontan Redoxreaktionen, die nicht spontan ablaufen

ablaufen



Unterschiede zur galvanischen Zelle: Unterschiede zur galvanischen Zelle:



2 Elektroden im selben 2 Elektroden im selben Elektrodenraum

Elektrodenraum



nur einen Elektrolyten nur einen Elektrolyten

Elektrolysezelle

(32)

Prinzip der Elektrolyse Prinzip der Elektrolyse



mit elektrischem Strom eine Reaktion mit elektrischem Strom eine Reaktion entgegen ihrer spontanen Richtung zu entgegen ihrer spontanen Richtung zu

erzwingen erzwingen



größere Spannung anlegen, als Reaktion bei größere Spannung anlegen, als Reaktion bei ihrer spontanen Richtung liefert

ihrer spontanen Richtung liefert



Entscheidend für die Produkte: Entscheidend für die Produkte:



angelegte Spannung angelegte Spannung

(33)

BegriffsklärungGrundlagenGalvanische ZellenElektrolysezelleElektrolysezelleEinsatzLehrplanDidakt. Aspekte

Zelltyp Elektr.

Anschluss Elektroden-

bezeichnung Reaktions- typ

Elektrolyse-

zelle Pluspol Minuspol

Anode Kathode

Oxidation Reduktion Galvanische

Zelle Pluspol Minuspol

Kathode Anode

Reduktion Oxidation

(34)

Versuch 4

Elektrolyse von

Wasser

(35)

Anode: 4 OH_(aq)- O_2(g) + 2 H₂O_(l) + 4 e - Kathode: 4 H₃O⁺_(aq) + 4 e 2 H- _2(g) + 4 H₂O_(l)

Elektrodenreaktionen

Gesamtreaktion:

2 H₂O(l) 2 H_2(g) + O_2(g)

(36)

Auswertung des V/t Diagramms

t [Min.] Volumen H2 [mL]

0 0

1 1,4

2 3,2

3 4,8

4 6,8

5 8,2

6 9,6

7 11,6

8 13,4

9 15,0

10 16,8

11 18,6

12 20,4

13 22,2

14 23,8

Enstandenes Volumen Diwasserstoff in Abhängigkeit der Zeit

0 5 10 15 20 25

0 5 10 15

t [Min.]

V H2 [mL]

I = 0,2 A

(37)

I [A] Volumen H₂ [mL]

0 0

0,1 1,4

0,2 3,2

0,3 5,3

0,4 7,2

0,45 8,3

Entstandenes Volumen Diwasserstoff in Abhängigkeit der Stromstärke

0 2 4 6 8 10

0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5

I [A]

V H 2 [mL]

Auswertung des I/t Diagramms

t = 2 min.

(38)

Ergebnis der quantitativen Elektrolyse Ergebnis der quantitativen Elektrolyse



Anhand der Versuche ist folgendes gezeigt Anhand der Versuche ist folgendes gezeigt worden:

worden:



V ~ t (I = konst.) V ~ t (I = konst.)



V ~ I (t = konst.) V ~ I (t = konst.)



Volumina der abgeschiedenen Gase sind Volumina der abgeschiedenen Gase sind dem Produkt aus Stromstärke und Zeit dem Produkt aus Stromstärke und Zeit

proportional proportional



V ~ I V ~ I · t bzw. V ~ Q · t bzw. V ~ Q

(39)

Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes



mit dem molaren Volumen V mit dem molaren Volumen V

_m_m

= V/n erhält = V/n erhält man n

man n



n ~ I n ~ I · t bzw. n ~ Q · t bzw. n ~ Q



z ist Anzahl der Elektronen, die für die z ist Anzahl der Elektronen, die für die Abscheidung

Abscheidung eines eines Teilchens übertragen Teilchens übertragen werden

werden



Q = I Q = I · t = N · e · z · t = N · e · z

(40)



mit N = n mit N = n · N · N

_A_A



Q = N · e · z = n · N Q = N · e · z = n · N

_A_A

· e · z = n · F · z · e · z = n · F · z



F = N F = N

_A_A

· e = 96485 C · mol · e = 96485 C · mol

^-1^-1



um 1 Mol einfach geladener Ionen an um 1 Mol einfach geladener Ionen an

einer Elektrode zu entladen braucht man:



Q = 1 mol Q = 1 mol · F = 96485 C · F = 96485 C

Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes

F z

n Q

 

1. Faraday-Gesetz

(41)

Herleitung des 2. Faraday-Gesetzes Herleitung des 2. Faraday-Gesetzes



Das Verhältnis der Stoffmengen n Das Verhältnis der Stoffmengen n

₁₁

/n /n

₂₂

von von Portionen verschiedener

Portionen verschiedener

Elektrolyseprodukte, die durch die gleiche Elektrolyseprodukte, die durch die gleiche

elektrische Ladung abgeschieden werden elektrische Ladung abgeschieden werden

folgt aus:

Q = n Q = n

₁₁

· z · z

₁₁

· F = n · F = n

₂₂

· z · z

₂₂

· F · F 2. Faraday-Gesetz

1 2 2

1

z z n

n 

(42)

2. Faraday-Gesetz 2. Faraday-Gesetz

Anode: 4 OH_(aq)- O_2(g) + 2 H₂O_(l) + 4 e - Kathode: 4 H₃O⁺_(aq) + 4 e 2 H- _2(g) + 4 H₂O_(l) n₁= 2 mol H₂ n₂= 1 mol O₂

z₁= 2 Elektronen z₂= 4 Elektronen 2. Faraday-Gesetz

1 2 2

1

z z n

n 

2 4 1

2 

(43)

Einsatzgebiete Einsatzgebiete



Industrie Industrie



Haushalt Haushalt



Handys Handys

Einsatz

(44)

Lehrplan (G8) Lehrplan (G8)



10.1 Redoxreaktionen 10.1 Redoxreaktionen



Elektrochemische Spannungsquellen Elektrochemische Spannungsquellen



Elektrolyse Elektrolyse



12.2 LK Elektrochemie (Wahlpflicht) 12.2 LK Elektrochemie (Wahlpflicht)



Nernst Gleichung Nernst Gleichung

Lehrplan

(45)

Didaktische Aspekte Didaktische Aspekte



Fächerübergreifender Unterricht Fächerübergreifender Unterricht



Physik Physik



Politik/Wirtschaft Politik/Wirtschaft



einfach durchführbare Experimente einfach durchführbare Experimente



hoher Alltagsbezug hoher Alltagsbezug

Didakt. Aspekte

(46)