Laborbericht. Elektrochemie Galvanik. Bianca Theus Anna Senn

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1 Laborbericht Elektrochemie Galvanik Bianca Theus Anna Senn August/September 2004

2 Inhaltsverzeichnis 1. Ziel Theorie Der Schaltkreis Spannungsquellen: Allgemeines Die galvanische Zelle (=Spannungsquelle) Der galvanische Zyklus: Elektrolyse Das Faradaysche Gesetz Die Oxidationszahl Die Redoxreaktion Die Redoxreihe Material Galvanische Zelle Elektrolyse (Verkupfern) Vorgehen Galvanische Zelle 1 (Kupfer-Zink) Galvanische Zelle 2 (Kupfer-Eisen) Elektrolyse Messwerte Galvanische Zelle 1 (Kupfer-Zink) Galvanische Zelle 2 (Kupfer-Eisen) Elektrolyse Elektrolyse Elektrolyse Berechnungen Galvanische Zelle Galvanische Zelle Elektrolyse Elektrolyse Elektrolyse Fehlerrechnungen Galvanische Zelle Galvanische Zelle Elektrolyse Elektrolyse Elektrolyse Interpretation Galvanische Zellen 1 und Elektrolysen (1), 2 und Quellen i

3 Elektrochemie, Galvanik 1. Ziel Ziel war es, mit Hilfe galvanischer Zellen (Batterien) Elektronenübergänge aufzuzeigen und Oxidationen beziehungsweise Reduktionen herbeizuführen. 2. Theorie 2.1 Der Schaltkreis Spannungsquelle Messgerät Schalter Verbraucher Spannungsquellen: Definition: Jede Spannungsquelle ist gleich einer Elektronenquelle. Generatoren: Diesel, Wasser, Dampf, Wind Photovoltaik: Silicium Batterien, Akkus Brennstoffzellen (Kernfusion; noch nicht kontrollierbar!) 1

4 2.2 Allgemeines Spannung: U (Mass für Elektronendruck) Einheit: [V] (Volt) Stromstärke: Q I = t Einheit: [A] (Ampère) Ladungsmenge: Q (Anzahl e - ) Elektrischer Widerstand: Einheit: [Ω] (Ohm) R = U I U = R I 2.3 Die galvanische Zelle (=Spannungsquelle) Eine einfache galvanische Zelle lässt sich folgendermassen aufbauen: In ein Becherglas mit Zinksulfatlösung (Zn II SO 4 ) stellt man einen porösen Tonzylinder mit Kupfersulfatlösung (Cu II So 4 ). Dann wird ein Zinkblech in die Zinksalzlösung und ein Kupferblech in die Kupfersalzlösung getaucht. Verbindet man schliesslich einen Spannungsmesser mit den beiden Metallblechen, so misst man eine elektrische Spannung von ~-1.11 Volt. Dabei ist das unedlere Zink der Minuspol (Kathode) und das edlere Kupfer der Pluspol (Anode). 2

5 2.3.1 Der galvanische Zyklus: 1) Ein Zn-Atom verlässt das Zinkblech (geht in Lösung) 2) 2 e - bleiben im Blech zurück 3) 2 e - treten ins angeschlossene Kabel ein 4) 2 e - gehen ins Kupferblech über 5) Cu - Ion aus Lösung stösst an Cu 0 - Blech, 2 e - "stehen bereit" entladen das Ion Cu + 2 e - Cu 0 (Reduktion) 6) Ein SO 2-4 geht durch die poröse Trennwand Diese Anordnung wird als Kette, Zelle, galvanische Zelle, Galvanisches Element oder Volta- Element bezeichnet. Entscheidend ist, dass die beiden Halbelemente so getrennt werden, dass die reagierenden Komponenten nicht direkt in Lösung miteinander zur Reaktion kommen (innerer Kurzschluss). Das wird durch eine halbdurchlässige Membran oder eine semipermeable Membran (Diaphragma) bzw. durch eine Salzbrücke (Ionenbrücke) gewährleistet. Dabei muss aber eine Ionenwanderung möglich bleiben, da sonst kein Stoffumsatz und kein Ladungstransport möglich sind. Bei der Oxidation werden die freiwerdenden Elektronen an die Anode (Pluspol) abgegeben und über einen elektrischen Leiter, der an ein Messgerät oder einen Verbraucher angeschossen ist, zur Kathode (Minuspol) überführt, wo sie für den Reduktionprozess verbraucht werden. Der Fluss der Elektronen wird durch die Wanderung von Anionen kompensiert, sodass die Elektroneutralität gewährleistet ist. In diesem Fall liefert die chemische Reaktion also direkt elektrische Energie, deren Menge von der Zahl der überführten Elektronen und von der freien Enthalpie der Reaktion, G, abhängt. Durch letztere wird auch die Spannung zwischen den beiden Elektroden bestimmt. Diese wird auch als Elektromotorische Kraft EMK bezeichnet. Auf Grund der EMK kann das galvanische Element Arbeit leisten und zwar entsprechend G der zugrundeliegenden chemischen Reaktion. 3

6 2.4 Elektrolyse Elektrolyse ist eine Redoxreaktion, die durch den von außen anliegenden Strom unter Energiezufuhr abläuft. Metallüberzüge werden durch eine Elektrolyse der entsprechenden Salzlösungen erreicht. Dazu wird auf eine Lösung, welche die gewünschten Metallionen enthält, und auf das sich in der Lösung befindende zu beschichtende Metall eine Spannung angelegt. Das Metall wirkt als Kathode (Minuspol) und zieht so die positiv geladenen Metallionen aus der Lösung an. Dieser Vorgang wird Elektrolyse genannt. Sowohl Eisen- als auch Nichteisenmetalle können so mit verschiedensten Metallen überzogen werden, z.b. Kupfer, Nickel, Gold, Silber, Chrom. Unter Galvanisieren versteht man im Allgemeinen das Aufbringen einer dünnen Schicht eines Metalls mit Hilfe eines elektrischen Stroms auf ein anderes Metall (erzwungene Reaktion!). 2.5 Das Faradaysche Gesetz Das Faradaysche Gesetz beschreibt den quantitativen Zusammenhang zwischen elektrischer Ladung und der an einer Elektrode abgeschiedenen Stoffmenge. n = Q z F = I t z F m = n FM n = Stoffmenge in [mol] Q = Landungsmenge [As],[C] z = Anzahl e - pro Atom I = Stromstärke in Ampère [A] T = Zeit [s] F ist die sogenannte Faradaykonstante, ihr Wert beträgt As (Ladung von einem Mol Elektronen). 4

7 2.6 Die Oxidationszahl Der Formalismus der Oxidationszahlen ist besonders bei der Beschreibung von Redoxvorgängen wichtig. Die Oxidationszahl gibt an, wie viele Elektronen ein neutrales Atom innerhalb einer Verbindung aufgenommen (+e - ) bzw. abgegeben (-e - ) hat. Die Oxidationszahl lässt sich leicht mit Hilfe folgender Regeln herleiten: Jedes Atom im elementaren Zustand hat die Oxidationszahl Null. Dies gilt auch für die Elemente, die als Moleküle oder Polymere (z.b. Graphit, Silicium, etc.) vorliegen. Bei Ionenverbindungen ist die Oxidationszahl eines Elementes identisch mit seiner Ionenladung. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen Verbindung ist gleich Null. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Gesamtladung dieses Ions. Bei kovalent (mit Lewis-Bindestrichen) formulierten Verbindungen wird die Verbindung formal in Ionen aufgeteilt. Dabei wird angenommen, dass die an jeder Bindung beteiligten Elektronen vom elektronegativeren Atom vollständig übernommen werden. In der chemischen Formel wird die Oxidationszahl über dem zugehörigen Elementsymbol als arabische oder als römische Zahl geschrieben. Früher wurden auch oft römische Zahlen in Klammern hinter das Elementsymbol geschrieben. Das Vorzeichen steht vor der Zahl, im Gegensatz zu dem der Ladungszahl. Früher war es üblich römische Zahlen zu benutzen; heute wählt man überwiegend arabische, weil man auch die 0 und gebrochene Zahlen zur Verfügung hat. Oxidationszahlen (OZ) sind zur systematischen Klassifizierung von Verbindungen nützlich, dienen zur Interpretation bestimmter Eigenschaften von Verbindungen (z.b. magnetischer Eigenschaften) und sind hilfreich beim Formulieren von Redoxgleichungen. 5

8 2.7 Die Redoxreaktion Reduktion und Oxidation gehen immer miteinander einher. Deshalb nennt man solche Reaktionen Redoxreaktionen. Heute versteht man unter diesem Begriff ganz allgemein Reaktionen, bei denen Elektronen zwischen den Komponenten übertragen werden. Oxidation: Elektronenabgabe Reduktion: Elektronenaufnahme Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff, der andere Stoffe oxidiert und dabei selbst reduziert wird (z.b. O 2 ): Red-Reaktion Ein Reduktionsmittel ist ein Stoff, der andere Stoffe reduziert und dabei selbst oxidiert wird: Ox-Reaktion 2.8 Die Redoxreihe Die Redoxreihe listet die Redoxpotentiale verschiedener Ionen auf. Die reduzierende Wirkung eines Ions nimmt zu, je weiter oben es steht. Je weiter unten ein Ion steht, desto grösser ist die oxidierende Wirkung. Ausserdem kann aus der Redoxreihe entnommen werden, wie edel beziehungsweise unedel ein Ion ist. Redoxpotential: E (Mass für die Tendenz Elektronen zu liefern) 3. Material 3.1 Galvanische Zelle Bechergläser Spannungsmessgerät, Kupferkabel Ionenbrücke, Watte, NaCl-Lösung Kupferblech Zinkblech bzw. Eisenblech Kupfersulfatlösung (CuSO 4 ) Zinksulfatlösung (ZnSO 4 ) bzw. Eisensulfatlösung (FeSO 4 ) 6

9 3.2 Elektrolyse (Verkupfern) Bechergläser Spannungsmessgerät, Kupferkabel Stoppuhr Spannungsquelle Waage Stativ Klammern Kupferblech Gegenstände zum Verkupfern (z.b. Münzen) Kupfersulfatlösung (CuSO 4 ) 4. Vorgehen 4.1 Galvanische Zelle 1 (Kupfer-Zink) Ein Becherglas mit Zinksulfatlösung bis ca. zur Hälfte füllen, das zweite Becherglas ebenfalls bis zur Hälfte mit Kupfersulfat füllen. In das ZnSO 4 wird ein Zinkstück, in das CuSO 4 ein Kupferstück gestellt. Beiden Bechergläser werden mit einer Ionenbrücke verbunden (Die Ionenbrücke ist ein mit NaCl-Lösung gefülltes Glasröhrchen, wobei die Enden mit Watte verstopft sind. Es muss darauf geachtet werden, dass sich keine Luftblasen im Glasröhrchen befinden. An das Zink und das Kupferstück werden Kupferkabel angeschlossen welche an das Spannungsmessgerät angeschlossen werden. Kathode: Anode: Zinkblech Kupferblech der Stromkreislauf ist geschlossen, die Batterie liefert Strom. 4.2 Galvanische Zelle 2 (Kupfer-Eisen) Vorgehen wie bei 4.1, anstelle des Zinksulfates und des Zinkstückes werden jedoch Eisensulfat (FeSO 4 ) und ein Eisenblech verwendet. 7

10 4.3 Elektrolyse Becherglas mit Kupfersulfatlösung bis ca. zur Hälfte füllen und ein Kupferblech hineinstellen. Blech und Gegenstand wägen. Das Blech mit Hilfe des Kupferkabels mit dem +Pol des Schaltkreises verbinden ( das Blech wird mit dem Messgerät verbunden welches dann über ein weiteres Kabel mit dem +Pol verbunden wird). Den zu verkupfernden Gegenstand ( Münze) an den Pol anschliessen, jedoch noch nicht in die Lösung hängen, da der Stoffabtrag dann bereits beginnen würde und so ein Fehler entstehen würde! Sobald alle anderen Kabel aus den Gleichstrom-Anschlüssen herausgezogen sind, können die Kabel angeschlossen werden und die Münze in die Lösung gegeben werden. das Kupferblech und die Münze dürfen sich auf keinen Fall berühren ( Kurzschluss!!) Es wird Strom in den Kreislauf geleitet, der Stoffauf- bzw. abtrag beginnt. Sobald in der Lösung Flocken entstehen, wird die Stromzufuhr gestoppt und die Kupferkabel ausgesteckt. Das Blech gründlich schrubben und abspülen, die Münze vorsichtig abspülen. Blech und Münze trocknen (mit Föhn). Die Münze und das Blech erneut wägen, Differenz notieren. Beim ersten Versuch versuchten wir lediglich, uns mit dieser Methode vertraut zu machen und wogen die Gegenstände nicht sondern beobachteten nur die Veränderung der Stromstärke während des Versuches. Beim zweiten Versuch wogen wir die Gegenstände vor und nach dem Versuch. Beim dritten Versuch reinigten wir zuerst die Münze elektrolytisch, d.h. durch umpolen, was einen Stoffabtrag bei der Münze verursacht. Dann wogen wir die Münze und das Blech und führten dann die Elektrolyse bei normalen Umständen durch. 8

11 5. Messwerte 5.1 Galvanische Zelle 1 (Kupfer-Zink) Istwert 1 Spannung: -1059mV V 5.2 Galvanische Zelle 2 (Kupfer-Eisen) Istwert 2 Spannung: -580mV -0.58V 5.3 Elektrolyse 1 Zeit [s] Stromstärke [A] Mittelwert: A Elektrolyse 1 wurde für t=60 Sekunden an die Spannungsquelle angeschlossen. da wir die Gegenstände nicht gewogen haben sind keine Istwerte vorhanden. 5.4 Elektrolyse 2 Zeit [s] Stromstärke [A] ~3.72 Mittelwert: 3.248A Gewicht vorher: Kupferblech: 38.92g Einfränkler: 4.34g Gewicht nachher: Kupferblech: g (+Pol) Einfränkler: 4.38g +0.04g (-Pol) Istwert Kupferblech : 38.79g Istwert Einfränkler : 4.38g Elektrolyse 2 wurde für t=90 Sekunden an die Spannungsquelle angeschlossen. 9

12 5.5 Elektrolyse 3 Zeit [s] Stromstärke [A] ~2.98 Mittelwert: 2.84A Elektrolyse 3 wurde für t=95 Sekunden an die Spannungsquelle angeschlossen. Gewicht nach Umpolen/Stoffabtrag: Gewicht nach Elektrolyse: Kupferblech: 38.85g (-Pol) 20-Räppler: 4.00g (+Pol) Kupferblech: 38.72g -0.13g (+Pol) 20-Räppler: 4.06g +0.06g (-Pol) Istwert Kupferblech : 38.72g Istwert 20-Räppler : 4.06g 6. Berechnungen 6.1 Galvanische Zelle 1 Berechnung der Spannung (Sollwert): 0 Ox Zn ( s) Zn + 2e E Red 0.79V Cu + 2e Red 0 Cu ( s) 0.34V ( E Red = E Ox ) 0 Zn ( s) + Cu Re dox Zn 0 + Cu ( s) 1.1V Sollwert 1 : -1.11V 10

13 6.2 Galvanische Zelle 2 Berechnung der Spannung (Sollwert): 0 Ox Fe ( s) Fe + 2e E Red 0.41V Cu + 2e Red 0 Cu ( s) 0.34V ( E Re d = E Ox ) 0 Fe ( s) + Cu Re dox Fe 0 + Cu ( s) 0.76V Sollwert 2 : -0.76V 6.3 Elektrolyse 1 Da wir keinen Istwert haben können wir keinen Sollwert und keinen Fehler berechnen. 6.4 Elektrolyse 2 Der Sollwert wird nach der Faradayschen Formel berechnet: n = = mol m = n FM = mol 63.5g / mol = g g 0.096g = 38.82g Sollwert Kupferblech 4.34g g = 4.436g Sollwert Einfränkler 6.5 Elektrolyse 3 Auch dieser Sollwert wird nach der Faradayschen Formel berechnet: n = = mol m = n FM = mol 63.5g / mol = g g 0.089g = g Sollwert Kupferblech 4.00g g = 4.089g Sollwert 20-Räppler 11

14 7. Fehlerrechnungen FA = Sollwert Istwert FR = 100 / Sollwert FA 7.1 Galvanische Zelle 1 FA = (-1.059) = FR = 100 / (-1.11) = 4.59% 7.2 Galvanische Zelle 2 FA = (-0.58) = FR = 100 / (-0.76) = 23.68% 7.3 Elektrolyse 1 Kein Ist- bzw. Sollwert keine Fehlerberechnung möglich 7.4 Elektrolyse 2 FA Kupferblech = 38.82g 38.79g = 0.03g FR Kupferblech = 100 / 38.82g 0.03 = 0.08% FA Einfränkler = 4.436g 4.38g = 0.076g FR Einfränkler = 100 / 4.436g =1.71% 7.5 Elektrolyse 3 FA Kupferblech = g 38.72g = 0.041g FR Kupferblech = 100 / g = 0.11% FA 20-Räppler = 4.089g 4.06 = 0.029g FR 20-Räppler = 100 / 4.089g = 0.71% 12

15 8. Interpretation 8.1 Galvanische Zellen 1 und 2 Die bei den galvanischen Zellen entstandenen Fehler sind einerseits darauf zurückzuführen, dass sich Luftblasen in der Ionenbrücke befanden, andererseits könnten auch die bereits mehrfach gebrauchten Lösungen diese Fehler verursacht haben. 8.2 Elektrolysen (1), 2 und 3 Die in unseren Augen relativ geringen Fehler lassen sich folgendermassen erklären: Die unterschiedlichen Fehlerwerte von den Blechen und den Münzen sind dadurch entstanden, dass nicht alle Kupferionen die an den Münzen hätten andocken sollen, wurden von den überflüssigen Elektronen in den Münzen entionisiert, sondern blieben in Lösung. beim Anfassen und vorsichtigen Abspülen der Münzen wurde ein gewisser Teil des auf die Münzen aufgetragenen Kupfers unabsichtlich wieder entfernt. wir die Kabel, an denen wir die Münzen angeschlossen haben, vor und nach den Versuchen nicht mitgewogen haben und so ein geringer Teil der Kupferionen dort "verloren" gegangen ist. 9. Quellen - Internet - Unterlagen aus dem Unterricht - Chemiebuch Schroedel I 13

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