Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse

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1 1 Aufgabe Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse Aufbau des Demonstrationsversuchs Wasserelektrolyse im Elektrolyseur. Mögliche Versuche: a) Bestimmung der Kennlinie des Elektrolyseurs und Ermittlung der Zersetzungsspannung durch graphische Extrapolation b) Verifikation der Faradayschen Gesetzte 2 Theoretischer Teil 2.1 Allgemeines Bei vielen chemischen Reaktionen findet eine Elektronenübertragung zwischen den Reaktionspartnern statt. Daraus resultiert eine Beziehung zwischen chemischen Reaktionen und elektrischen Vorgängen. Zum einen können spontan ablaufende Reaktionen zur Stromerzeugung verwendet werden, zum anderen besteht auch die Möglichkeit, chemische Reaktionen mit Hilfe einer von außen angelegten Spannung zu erzwingen. Durch Verrichtung elektrischer Arbeit erzwungene, elektrochemische Reaktionen werden als Elektrolysen bezeichnet. Elektrochemische Reaktionen, sogenannte Reduktions-Oxidations-Reaktionen oder einfach kurz Redoxreaktionen, lassen sich in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aufspalten. Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, Reduktion hingegen Elektronenaufnahme. Ein Reaktionspartner, der als Elektronendonator wirkt, wird als Reduktionsmittel bezeichnet und bei der Reaktion oxidiert. Das Oxidationsmittel ist also der Elektronenakzeptor und wird dabei reduziert. Oxidation und Reduktion sind umkehrbare Prozesse, ein Reduktionsmittel wird also durch Elektronenabgabe zum Oxidationsmittel, ein Oxidationsmittel durch Elektronenaufnahme zum Reduktionsmittel. Es reagieren also in jeder Redoxreaktion zwei korrespondierende Redoxpaare gemäß folgender Reaktionsgleichung: korrespondierend Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 korrespondierend Die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff ist eine Oxidation im ursprünglichen Sinn, d. h. 1

2 eine chemische Vereinigung von Elementen oder Verbindungen mit Sauerstoff. In den entstehenden Wassermolekülen liegt nun keine Ionenbindung, sondern eine polare, kovalente Bindung vor, d. h. bei der Reaktion findet keine vollständige Elektronenübertragung statt. Um hier sowie bei anderen Reaktionen, bei denen molekularer Sauerstoff nicht als Reaktionspartner auftritt die neuen Definitionen für Oxidation und Reduktion anwenden zu können, werden bindende Elektronen einer polaren, kovalenten Bindung formal an das stärker elektronegative Atom abgegeben. Man ordnet also jedem Atom in einer Verbindung eine formale Ladung zu, die durch die Oxidationszahl gegeben ist. An der Reaktion von Ethanol mit Dichromationen in saurer Lösung soll die Verwendung von Oxidationszahlen verdeutlicht werden (im Reaktionsschema sind nur diejenigen Oxidationszahlen angegeben, die bei den jeweiligen Teilreaktionen verändert werden). Zusätzlich wird die Aufstellung einer Redoxreaktion (Gesamtreaktion) aus den Teilgleichungen Oxidation und Reduktion demonstriert. Man erkennt, dass Oxidationszahlen für die Beschreibung von Redoxreaktionen unentbehrlich sind. 1 1 Oxidation: CH 3 CH 2 OH CH 3 CHO 2 e 2 H Reduktion: Cr 2 O 7 6 e 14 H 2 Cr 3 7 H 2 O. 3 3CH 3 CH 2 OH 2 Cr 2 O 7 8 H 3 CH 3 CHO 2 Cr 3 7 H 2 O Red 1 Ox 2 Ox 1 Red Elektrodenpotenziale, Elektroden, elektrochemische Spannungsreihe und Nernstsche Gleichung Unter einem Potenzial versteht man allgemein die Fähigkeit eines Systems, Arbeit zu leisten. So entspricht das chemische Potenzial der Zunahme an nutzbarer Arbeit beim Transport einer (differentiellen) Stoffmenge. Das elektrische Potenzial bezieht sich auf die Arbeitsfähigkeit der positiven Ladungseinheit im elektrischen Feld. Positiv geladene Teilchen bewegen sich freiwillig vom höheren zum niedrigeren Potenzial und setzen dabei Energie frei (konventionelle Stromrichtung). Umgekehrt bewegen sich negative Ladungen in Richtung vom kleineren zum größeren Potenzial. Das elektrischen Feld weist immer in die Richtung, in der das elektrische Potenzial abnimmt. Als Elektrodenpotenzial bezeichnet man die Gleichgewichtsspannung (Galvanispannung) eines Metalls gegen die Lösung seines Kations. Dieser Begriff soll anhand einer Zink- und einer Kupfer-Elektrode erläutert werden (siehe Bild 1). Als unedles Metall wird das Zink leicht oxidiert und hat die Tendenz, Zn 2+ -Ionen in die Lösung abzugeben, wodurch sich der Metallstab negativ auflädt. Umgekehrt nimmt das edlere Kupfer bevorzugt Cu 2+ -Ionen aus der Lösung auf und der Kupferstab erhält dadurch eine positive Ladung. Bei isolierten Elektroden ist das Reaktionsausmaß verschwindend gering, weil die Aufladung des Metalls eine Weiterreaktion verhindert (Ausbildung einer elektrolytischen Doppelschicht). Elektrodenpotenziale lassen sich daher in dieser Anordnung nicht direkt messen, nur ihre Differenz (= Spannung) 2

3 ist zugänglich. Eine messbare Reaktion setzt erst ein, wenn zwei Halbzellen (Elektroden) zu einem Galvanischen Element (elektrochemische Zelle) kombiniert werden. Eine Salzbrücke als ionenleitende Verbindung zwischen den Elektrodenräumen kompensiert den durch den Draht geflossenen Strom und gewährleistet den Ladungsausgleich. Bild 1: Galvanisches Element (Daniell-Element) Im Beispiel ist der Zinkstab die elektronenreiche und der Kupferstab die elektronenarme Elektrode. Die Zink-Elektrode besitzt das niedrigere Potenzial, die Kupfer-Elektrode das höhere Potenzial. Die Funktionsweise der Elektroden lässt sich wie folgt allgemein beschreiben: - An der Anode (hier die Zink-Elektrode) findet die Oxidation statt. - An der Kathode (hier die Kupfer-Elektrode) findet die Reduktion statt. Elektrodenpotenziale werden relativ zu einem Bezugspunkt definiert. Man wählt die Standardwasserstoffelektrode, auch Normalwasserstoffelektrode genannt, deren Standardelektrodenpotenzial willkürlich gleich Null gesetzt wird. Nernst hat nun in Analogie zum chemischen Potenzial über die Definition eines elektrochemischen Potenzials die Nernstsche Gleichung abgeleitet, die die Konzentrations- (Druck-) bzw. Temperaturabhängigkeit des Elektrodenpotenzials E beschreibt. Für das Redoxgleichgewicht Ox e Red z gilt: mit E = E + R T a ln z F a Ox Red (1) 3

4 E = Elektrodenpotenzial (V) E = Standardreduktionspotential E = E E + (V) H, H2! = V J R = Universelle Gaskonstante = K mol T = absolute Temperatur (K) z = Zahl der ausgetauschten Elektronen C F = Faraday Konstante = NA e= mol a, a : Aktivitäten der oxidierten bzw. reduzierten Ox Red Form der Reaktionspartner. Die Aktivität eines reinen Metalls ist definitionsgemäß a = 1. Red Für aox = ared wird E = E. Das Redoxsysteme Cr 2 O 2-7 /Cr 3+ (siehe die Redoxreaktion mit Ethanol zu Acetaldehyd) besitzen ein Elektrodenpotenzial, das mittels einer Hilfselektrode (z. B. Platindraht) gegen die Standardwasserstoffelektrode gemessen werden kann. Für das System Cr 2 O 2-7 /Cr 3+ erhält man nach der bereits angegebenen Teilgleichung der Reduktion ein ph-abhängiges Redoxpotenzial: E = E + R T 6 F a ln a a H Cr O 2 Cr (2) Arbeitet man bei T = 25 C, so lässt sich die Nernstsche Gleichung unter Einführung des dekadischen Logarithmus wie folgt schreiben: a 59. Ox E = E ( T = 298 K) + V log, T = 298 K. (3) z ared Werden näherungsweise Konzentrationen bzw. Partialdrücke statt der bisher verwendeten Aktivitäten für die in einer Elektrodenreaktion auftretenden Ionen bzw. Gase verwendet (Wahl von Standardzuständen, siehe Lehrbücher der Physikalischen Chemie), so muss stets durch die Standardkonzentration bzw. den Standarddruck dividiert werden, also bei Ionen z.b. durch c = 1 mol/dm 3 bzw. bei Gasen durch p (z. B. 1 atm). Anderenfalls müsste der Logarithmus aus einer dimensionsbehafteten Größe gezogen werden. 4

5 Verbindet man zwei Halbzellen (Halbelemente) zur galvanischen Kette (siehe Bild 1 und 2), so findet eine chemische Reaktion statt. Die gemessene Spannung E, die aus historischen Gründen auch als Elektromotorische Kraft (EMK) bezeichnet wird, ist gleich der Differenz des höheren und tieferen Potenzials. Nach einer IUPAC-Konvention ist die Kette im Formelschema so zu schreiben, dass die Elektrode mit dem höheren Potenzial rechts steht. Für das Daniell-Element gilt also: Bild 2: Schema des Daniell- Elements. Die Querstriche symbolisieren Phasengrenzen ( fest-flüssig, flüssig-flüssig, in der Regel eine Salzbrücke). Das Schema entspricht also in dieser Schreibweise der Reaktion Cu 2+ Zn Cu Zn 2+. Die EMK der Zelle ergibt sich damit zu c. 59 E = E 2+ E 2+ = E 2+ E 2+ + V log Cu "/Cu " """ Zn!/Zn Cu /Cu Zn /Zn 2 c E = 111. V 59. c 2+ Cu = 111. V+ V log 2 c. 2+ Zn Cu 59. c V log 2 c Zn (4) Die Reaktion läuft in der angegebenen Form ab, wenn E > bzw. G < ist, denn die beiden Größen sind über die Beziehung G = z F E miteinander verknüpft. Wird E <, so bedeutet das, dass die Reaktion nicht in der angegebenen, sondern in umgekehrter Richtung spontan abläuft. Bei der Berechnung von Spannungen galvanischer Zellen (EMKs) mittels der Nernstschen Gleichung muss eine Einschränkung gemacht werden: Sie ist nur für den Fall zulässig, dass kein Strom fließt ( unendlich hoher Widerstand). Nur unter diesen Bedingungen ist die EMK gleich der maximalen Klemmspannung einer Zelle. Werden die Standardreduktionspotenziale sämtlicher Redoxsysteme auf die Standardwasserstoffelektrode ( E H +, H2 = V ) als links stehende Elektrode bezogen und systematisch nach zunehmenden Werten angeordnet, so erhält man die sogenannte elektrochemische Spannungsreihe (siehe Anhänge in P. W. Atkins, Physikalische Chemie ). Hier gilt, dass das weiter rechts (bzw. unten) stehende Redoxpaar alle links (bzw. oben) stehenden oxidieren kann. 5

6 2.3 Wasserelektrolyse, Überspannung, Zersetzungsspannung und Faradaysche Gesetze Bei der Elektrolyse laufen die Elektrodenvorgänge eines galvanischen Elementes in umgekehrter Richtung ab. D. h. eine elektrochemische Reaktion wird durch Verrichtung elektrischer Arbeit mittels einer äußeren Spannungsquelle erzwungen. Bei der Wasserelektrolyse finden folgende Elektrodenprozesse statt: Anode (Oxidation): H 2 O 1/2 O 2 2 H 2 e Kathode (Reduktion): 2 H 2 e H 2 E = 1.23 V E = V Bild 5 im experimentellen Teil zeigt ein Schaltbild dieser Elektrolyse. Die Elektrodenpotenziale (für T = 298 K und p = 1 atm für die beteiligen Gase) für die beiden Elektrodenreaktionen lassen sich mit Hilfe der Nernstschen Gleichung ableiten und zeigen eine ph- Abhängigkeit: E + + H,O 2,H2O H,O 2,H2O E + H,H2 = E.59V ph " "! 1.23 V =.59 V ph (5) Die beiden Elektrodenpotenziale als Funktion des ph-wertes sind in Bild 3 dargestellt H E = 1.23 V E / V.25.5 E = 1.23 V O ph Bild 3: ph-abhängigkeit der Elektrodenpotenziale der Redoxsysteme H + /H 2 und H +, O 2 /H 2 O bei ph = po = 1 atm und T = 298 K

7 Man erhält zwei parallele Geraden mit der Steigung.59 V/pH, d. h. der senkrechte Abstand, die Differenz E ist ph-unabhängig. Bildet man die Differenz der Elektrodenpotenziale von Kathode und Anode, so erhält man: ( ) E = E E =. 59 V ph 123. V. 59 V ph = 123. V. (6) H, H H, O, H O Die Reaktion läuft also nicht freiwillig ab, da E < ist, ein Ergebnis, das kaum verwundern dürfte, da es sich um eine Elektrolyse handelt. Die theoretische (thermodynamische) Zersetzungsspannung U Z, th. bei verschwindendem Stromfluss, ist der EMK der entsprechenden galvanischen Zelle entgegengerichtet. Tatsächlich stellt man aber in der Praxis fest, dass die Zersetzung des Elektrolyten (Aufsteigen von Gasblasen an den Elektroden) erst bei einer Mindestspannung, der Zersetzungsspannung U Z beginnt, die größer als U Z, th. ist. Die Differenz wird als Überspannung η bezeichnet, und es gilt: η = UZ UZ, th. Die Überspannung hat kinetische Ursachen (hohe Aktivierungsenergie (genauer: freie Aktivierungsenthalpie) der Elektrodenprozesse, Polarisation (Ausbildung einer Potenzialdifferenz zwischen zwei Elektroden in einer Lösung, wenn eine äußere Spannung angelegt wird. Die Polarisationsspannung ist der externen Spannung U entgegengerichtet)) und hängt von der Stromdichte (Quotient aus Stromstärke und Elektrodenoberfläche), der Temperatur, dem Elektrodenmaterial sowie dessen Oberflächenbeschaffenheit ab. Es zeigt sich, dass vor allem Elektrodenprozesse, an denen Gase beteiligt sind, hohe Überspannungen besitzen. Für einzelne Elektrodenprozesse gilt analog: mit η = φ φ GG = φ E, (7) φ : Elektrodenpotenzial, wenn ein Nettostrom fließt, φ GG = E : Elektrodenpotenzial (Galvanispannung) im Gleichgewicht ( Nernstsche Gleichung). In Tabelle 1 sind Überspannungen von Wasserstoff und Sauerstoff auf verschiedenen Elektrodenmaterialien und bei unterschiedlichen Stromdichten zusammengestellt. Tabelle 1: Überspannungen (in V) von Wasserstoff (bei 25 C in 2-N-H 2 SO 4 ) und Sauerstoff (bei 25 C in 1-N-KOH) nach International Critical Tables Gas Wasserstoff Elektroden- Stromdichte (A/cm 2 ) Material Pt (platiniert) Gold Kupfer Graphit Sauerstoff Pt (platiniert)

8 Wie bereits erwähnt, hat die Überspannung kinetische Ursachen. Untersucht man diese Ursachen genauer, so können verschiedenen Überspannungen nach allgemeinen Gesichtspunkten zusammengefasst werden. Im wesentlichen sind dies: - Diffusionsüberspannung durch gehemmten Stofftransport, - Reaktionsüberspannung durch eine vor- oder nachgelagerte chemische Reaktion, - Adsorptionsüberspannung, - Durchtrittüberspannung durch gehemmten Ladungsdurchtritt. Die Durchtrittsüberspannung lässt sich mit Hilfe der Butler-Volmer-Gleichung quantitativ beschreiben. Diese Gleichung wird auch für die Erklärung elektrochemischer Korrosionsphänomenen herangezogen. Auf die quantitative Beschreibung von Überspannungen wird hier nicht weiter eingegangen, Interessierte werden auf weiterführende Literatur der Elektrochemie verwiesen (z. B. Carl H. Hamann, Wolf Vielstich Elektrochemie, 3. Auflage). Am Beispiel der Elektrolyse von Salzsäure an platinierten Platinelektroden soll nun der Verlauf des Elektrolysestroms in Abhängigkeit der angelegten Spannung erläutert werden. Die Zersetzungsspannung U Z wird dabei durch graphische Extrapolation ermittelt. Bild 4: Strom-Spannungs-Kurven für die Elektrolyse von Salzsäure ( c = 1 mol/l ) an verschiedenen Elektrodenmaterialien. Die Elektrolyse von Salzsäure an verschiedenen Elektrodenmaterialien (siehe Bild 4) führt zur Zersetzung des Elektrolyten in die molekularen Bestandteile Chlor und Wasserstoff. Chlor entsteht durch anodische Oxidation, Wasserstoff durch kathodische Reduktion. Zur Aufnahme einer Strom-Spannungs-Kurve wie in Bild 4 wird die Spannung ausgehend von V in kleinen Schritten erhöht und die jeweilige Stromstärke in der Elektrolysezelle gemessen. Der Verlauf der Strom-Spannungs-Kurve lässt sich wie folgt erklären. Die zunächst angelegte geringe Spannung bewirkt einen kleinen Elektrolysestrom, der zur Abscheidung kleiner, nicht sichtbarer Mengen an Wasserstoff und Chlor führt. Die entstandenen Gase werden an den Platin-Elektroden adsorbiert, d. h. es hat sich ein galvanisches Element gebildet: 8

9 H 2 (Pt) H Cl 2 (Pt) Cl. Die Platin-Elektroden sind also zu einer Wasserstoff- bzw. Chlor-Elektrode geworden, sie sind polarisiert. Die Klemmspannung ist vorerst gleich der Polarisationsspannung dieser galvanischen Zelle. Sie bewirkt einen Strom, der dem Elektrolysestrom entgegengerichtet ist, so dass anfangs theoretisch kein Strom fließen sollte. Der dennoch gemessene schwache Strom entsteht dadurch, dass in geringem Maße Chlor und Wasserstoff von den Elektroden in die Lösung diffundieren und durch Elektrolyse nachgebildet werden (Diffusionsstrom). Erhöht man die Elektrolysespannung, so nimmt mit steigenden Partialdrücken der abgeschiedenen Gase auch die Polarisationsspannung zu. Erst wenn die Partialdrücke Atmosphärendruck (11325 Pa) erreicht haben und die Gase entweichen, steigt die Polarisationsspannung nicht mehr weiter an. Wird die Klennspannung weiter erhöht, so steigt der Strom linear mit der Spannung an ( I ~ U, Gültigkeit des Ohmschen Gesetzes, siehe Bild 4). Ab einer gewissen Stromstärke ist das Nachliefern der Ionen durch Diffusion begrenzt, und es stellt sich ein stationäres Gleichgewicht mit konstantem Grenzstrom ein. Die maximale Polarisationsspannung ist gleich der maximalen Klemmspannung des galvanischen Elements Pt/H 2 /HCl/Cl 2 /Pt und ergibt sich zu: E = E E = 1.36V. V = 1.36V. (8) Cl, Cl H, H Aufgrund des Ohmschen Widerstandes der Elektrolyseanordnung ist die Zersetzungsspannung U Z von Salzsäure an platinierten Platinelektroden geringfügig größer als dieser Wert. Die tatsächliche Zersetzungsspannung U Z kann aus dem Schnittpunkt der Verlängerung des linearen Kurventeils mit der U -Achse ermittelt werden (lineare Extrapolation, siehe Bild 4). Durch den funktionellen Zusammenhang mit der Überspannung η ist sie ebenfalls stark vom Elektrodenmaterial und dessen Oberflächenbeschaffenheit abhängig (siehe Bild 4). Bei der Elektrolyse von Salzsäure stellt sich die Frage, warum durch anodische Oxidation Chlor und nicht Sauerstoff ( E = 1.23 V, siehe auch Bild 3) entsteht? Der Grund dafür ist einmal mehr die im Vergleich zu Chlor deutlich größere Überspannung von Sauerstoff an den jeweiligen Elektrodenmaterialien. Grundsätzlich gilt, dass bei Elektrolysen immer diejenigen Reaktionen ablaufen, die die kleinste Zersetzungsspannung erfordern. Zuletzt sollen noch die für den Ladungstransport essentiellen Faradayschen Gesetze angesprochen werden. Das 1. Faradaysche Gesetz lautet: Die elektrolytisch abgeschiedene Stoffmenge n ist der Zeit t und der Stromstärke I, also der transportierten elektrischen Ladung Q proportional ( n Q). Das 2. Faradaysche Gesetz ist dem ersten sehr ähnlich, es stellt statt einer Proportionalität einen exakten funktionellen Zusammenhang zwischen der Stoffmenge n und der Ladung Q her: mit Q = n z F bzw. I t = n z F (9) 9

10 Q : transportierte elektrische Ladung (C = As), n : abgeschiedene Stoffmenge (mol), z : Zahl der an der Elektrode pro Elementarschritt ausgetauschten Elektronen, C F : Faraday-Konstante = , mol I : Stromstärke (A), t :Zeit(s). Das 2. Faradaysche Gesetz lässt sich auch anders formulieren: 1 Faraday Coulomb setzt ein Äquivalent eines Stoffes frei. 1

11 3 Experimenteller Teil 3.1 Kennlinie des Elektrolyseurs Bauen Sie die Anordnung gemäß Bild 5 auf. Achtung: Bild 5: Schaltskizze zur Aufnahme der Kennlinie des Elektrolyseurs. - Nur entionisiertes Wasser in den Elektrolyseur einfüllen! - Der Strom am Elektrolyseur darf nie 4 A und die Spannung nie 2 V übersteigen! - Nichtbeachtung kann zur Zerstörung des Gerätes führen! Achten Sie auf die richtige Polung, der Plus-Pol des Netzgerätes muss am Plus-Pol des Elektrolyseurs, der Minus-Pol des Netzgerätes am Minus-Pol des Elektrolyseurs anliegen. Steigern Sie in Schritten von.1 V die Spannung U am Netzgerät und notieren Sie die zugehörigen Stromwerte I in einer U / I -Tabelle. Es empfiehlt sich, die Spannung U im Bereich stärker werdender Gasentwicklung in kleineren Schritten zu erhöhen, um mehr Messpunkte für die graphische Ermittlung der Zersetzungsspannung U Z zur Verfügung zu haben. Beachten Sie, dass bei kontinuierlicher Elektrolyse Wasser von der O 2 -Seite (Anode) auf die H 2 -Seite (Kathode) überführt wird (bei einem Elektrolysestrom von 1 A ca. 2 ml/h, warum?), so dass bei längerem Gebrauch (Dauerbetrieb) die beiden Seiten in unterschiedlicher Höhe (also auf der H 2 -Seite eine geringere Füllhöhe als auf der O 2 -Seite) befüllt werden sollten. 3.2 Strom-Spannungs-Kennlinie Auswertung a) Zeichnen Sie die I U -Kennlinie (Strom-Spannungs-Kurve) des Elektrolyseurs und bestimmen Sie die Zersetzungsspannung U Z sowie die Überspannung η. b) Interpretieren Sie den Verlauf der I U -Kennlinie. 11

12 3.3 Faradaysche Gesetze Bauen Sie gemäß Bild 6 folgende Anordnung auf. Achten Sie auf die Polung. Bild 6: Schaltskizze für die Verifikation der Faradayschen Gesetze. Stellen Sie sicher, dass die beiden Gasspeicher des Elektrolyseurs bis zur ml-markierung mit entionisiertem Wasser aufgefüllt sind. Für die Messung verschließen Sie den Speicher der Wasserstoff-Seite mit einer Schlauchklemme (siehe Bild 7). Der entstehende Wasserstoff wird so im Gasspeicher aufgefangen. Bild 7: Elektrolyseur mit verschlossenem Gasspeicher auf der H 2 -Seite. Stellen Sie mit Hilfe des Netzgerätes einen konstanten Elektrolysestrom (z. B. 85 ma) ein und messen Sie bei unterschiedlichen Zeiten (6 bis 21 s in Schritten von 3 s) das entstehende Wasserstoffvolumen (Messtabelle 1). Geben Sie jetzt eine konstante Zeit vor (18 s). Stellen Sie mit dem Netzgerät unterschiedliche Stromstärken (2 bis 8 ma in 2 ma-schritten) ein und messen Sie das entstehende Wasserstoffvolumen (Messtabelle 2). 12

13 3.3.1 Auswertung: a) Tragen Sie die Messdaten aus Tabelle 1 und 2 graphisch auf (Volumen über Zeit bzw. Volumen über Stromstärke). b) Untersuchen Sie den Zusammenhang zwischen dem Volumen des abgeschiedenen Wasserstoffs und der transportierten Ladung. Verifizieren Sie das 1. Faradaysche Gesetz. c) Leiten Sie schließlich das 2. Faradaysche Gesetz her. 13

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