Kupferbäumchen für die Pinnwand

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1 Kupferbäumchen für die Pinnwand Ziel des Versuches: In diesem Versuch soll eine Kupfersulfat-Lösung an zwei Kupferelektroden elektrolysiert werden, wobei die Versuchsbedingungen so gewählt werden, dass ein ästhetisch ansprechendes Reaktionsprodukt entsteht. Geräte und Chemikalien: Netzgerät (max. 12 V) Multimeter Kabelmaterial; Krokodilklemmen Joghurtdeckel aus Kunststoff Kaffee-Filterpapier, Schere Küchenpapier, Knetgummi Kupfersulfat-Lösung, c(cuso 4 ) = 1 mol/l Kupferdraht (Schmuckdraht) Aufbau und Durchführung: Der Versuch wird an einem ruhigen Ort aufgebaut, so dass die Durchführung min ohne stärkere Erschütterungen verlaufen kann! Ein Stück Kupferdraht wird zu einem Ring gebogen und mit Hilfe von 2-3 kleinen Knetgummi-Kügelchen entlang des inneren Joghurtdeckelrandes befestigt. Über eine Krokodilklemme wird der Kupferdraht mit dem Pluspol des Netzgerätes verbunden. Auf den Boden des Deckels legt man ein passend zugeschnittenes Filterpapier. Dann wird soviel Kupfersulfat-Lösung eingefüllt, dass die Lösung fast randhoch steht, ohne jedoch überzulaufen. Der ringförmige Kupferdraht sollte möglichst mit ganzem Umfang in die Lösung eintauchen. Es ist darauf zu achten, dass das Filterpapier auch nach der Zugabe der Kupfersulfat-Lösung weiterhin auf dem Boden haftet und nicht auf der Lösung schwimmt. Eventuell muss das Filterpapier dazu auf den Boden zurückgedrückt werden. Ein zweites Stück Kupferdraht wird nun über das Multimeter in Reihenschaltung mit dem Minuspol des Netzgerätes verbunden. Anschließend biegt man den Draht so zurecht, dass er mit einem Ende etwa zur Mitte des Deckels in die Kupfersulfat-Lösung eintaucht (siehe Abb. 10.6). Abb. 10.6: Versuchsaufbau zur Elektrolyse von Kupfersulfat-Lösung

2 Nach dem Anschließen des Netzgerätes regeln Sie eine Spannung von 12 V ein. Die Kupfersulfat-Lösung wird nun für min bei 12 V elektrolysiert, die Stromstärke sollte dabei mindestens 100 ma oder mehr betragen. Fließt kein Strom, überprüfen Sie ggf. die Kontakte! Die Durchführung wird abgebrochen, bevor die entstehenden Strukturen über den Rand des Filterpapiers wachsen. Nehmen Sie das Filterpapier mit einer Krokodilklemme vorsichtig aus der Lösung und legen Sie es zum Trocknen auf ein Stück Küchenpapier. Ist das Filterpapier getrocknet, können Sie das Versuchsergebnis z.b. an Ihrer Pinnwand aufhängen! Hinweise zur Entsorgung: Die Kupfersulfat-Lösung wird in den Abfallbehälter gegeben. Die Metallreste werden in den Restmüll gegeben. Aufgaben zur Auswertung des Versuches: An welchem Pol entsteht das ästhetisch ansprechende Reaktionsprodukt? Erläutern Sie die an beiden Kupferdrähten ablaufenden Teilprozesse! Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für beide Teilprozesse sowie die Gesamtreaktionsgleichung! Stellen Sie Überlegungen an, warum sich solche verästelten Strukturen bilden.

3 Beobachtungen: Ein fraktales, rotes Bäumchen wächst vom Minuspol radial Richtung Pluspol (anodische Ringelektrode). Nach Ende des Versuchs weist die Anode deutliche Auflösungserscheinungen auf. Abb.: Kupferbäumchen für die Pinnwand im Heimexperiment Auswertung: Chemisch gesehen findet lediglich ein Transport von Kupfer durch die Lösung statt: An der Anode wird das Anodenmaterial Kupfer zu Kupfer-Ionen oxidiert; an der Kathode reagieren Kupfer-Ionen unter Aufnahme von Elektronen zu elementarem Kupfer. Das Anodenmaterial selbst ist also maßgeblich an der anodischen Oxidation beteiligt: Minuspol (Reduktion): Cu 2+ (aq) + 2 e - à Cu(s) Pluspol (Oxidation): Cu(s) à Cu 2+ (aq) + 2 e - Redoxreaktion: Cu 2+ (aq) + Cu(s) à Cu(s) + Cu 2+ (aq) Ebenso interessant wie die zugrunde liegenden Elektrodenprozesse ist die Frage, warum bei diesem Elektrolyseversuch überhaupt ein Metallbäumchen entsteht. HÖLTKEMEIER & OETKEN [2002] erklären dieses Phänomen mit dem DLA-Modell (diffusion-limited-aggregation): Die im submikroskopischen Bereich unregelmäßige Oberfläche der Kupferkathode bewirkt, dass die Abscheidung der ersten Kupferatome nicht gleichmäßig erfolgt, sondern sich gleich zu Beginn Auswüchse an der Kathode bilden. Für die nachfolgenden Kupfer-Ionen ist es wahrscheinlicher, dass sie an diese Auswüchse stoßen und an ihnen reduziert werden, als dass sie in eine entstandene Lücke der Metallstruktur stoßen und diese nach erfolgter Reduktion füllen. Einmal gebildete Auswüchse wachsen also mit der Zeit zu mit dem Auge sichtbaren Verzweigungen, während Lücken nicht aufgefüllt werden.

4 Versuch 3.4: Brennstoffzelle mit neutralem Elektrolyten Geräte und Chemikalien: 2 Bechergläser Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) Pappe, Schere destilliertes Wasser Kabelmaterial, Krokodilklemmen 2 Kohleelektroden Multimeter Phenolphthalein-Lösung Teelöffel, Pipette mit Gummihütchen Spannungsquelle (max. 12 V) Aufbau und Durchführung: a) Herstellen der Sauerstoff- und Wasserstoff-Elektrode: Schneiden Sie sich zunächst ein Stück Pappe so zurecht, dass es ein 250-mL-Becherglas in zwei Hälften teilt und fest im Becherglas steckt. Lösen Sie in dem anderen Becherglas einen Teelöffel Natriumsulfat in ca. 200 ml destilliertem Wasser auf und fügen Sie der Lösung einige Tropfen Phenolphthalein-Lösung hinzu. Rühren Sie mit dem Teelöffel gut um und gießen Sie die Lösung in das vorbereitete Becherglas. Elektrolysieren Sie anschließend die Natriumsulfat-Lösung entsprechend der Abbildung bei 12 V ca. 2 Minuten an zwei Kohleelektroden. Beobachten Sie die Vorgänge an den Elektroden und notieren Sie Ihre Beobachtungen! b) Betreiben der Brennstoffzelle: Brennstoffzelle! Trennen Sie nach Ende der Elektrolyse die Elektroden von der Spannungsquelle und messen Sie mittels eines Multimeters die Spannung zwischen beiden Elektroden! Versuchen Sie anschließend, einen Elektromotor zu betreiben und messen Sie gleichzeitig die Spannung der Hinweise zur Entsorgung: Die Natriumsulfat-Lösung wird über den Ausguss entsorgt. Aufgaben zur Auswertung des Versuches: Formulieren Sie für den Teilversuch a) die jeweiligen Elektrodenreaktionen und die Gesamtreaktionsgleichung! Versuchen Sie auch, für den Teilversuch b) für die Vorgänge an beiden Kohleelektroden die jeweiligen Reaktionsgleichungen aufzustellen. Beurteilen Sie die Leistungsfähigkeit der selbstgebauten Brennstoffzelle!

5 Ziel des Versuches: Mit diesem Modellversuch soll den Schülern die Funktionsweise einer Wasserstoff- Sauerstoff-Brennstoffzelle verdeutlicht werden. Dabei werden die Reaktionspartner im Modellversuch nicht von außen kontinuierlich zugeführt, sondern in einem vorgelagerten Schritt elektrolytisch an den Elektroden erzeugt. Beobachtungen: Während der Elektrolyse steigen an beiden Kohleelektroden farblose Gase auf, wobei die Gasentwicklung am Minuspol deutlich heftiger ist als die am Pluspol. Der Katholyt färbt sich schnell rosa. Die Spannung zwischen beiden Elektroden nach Ende der Elektrolyse beträgt ca. 1,1 V. Ein Elektromotor dreht sich einige Minuten, wobei die Spannung des galvanischen Elements unter Belastung stark abfällt. Auswertung: Während der Elektrolyse wird das Lösungsmittel Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt; Natrium scheidet sich aufgrund des sehr negativen Abscheidungspotenzials nicht ab. Der mit Phenolphthalein versetzte Katholyt verfärbt sich aufgrund der Bildung von Hydroxid- Ionen infolge der Reduktion der in den Wassermolekülen gebundenen Wasserstoff-Atome rosa; insgesamt können die Elektrodenreaktionen für die Phase der Elektrolyse folgendermaßen formuliert werden: Minuspol (Reduktion): 4 H 2 O(l) + 4 e - à 2 H 2 (g) + 4 OH - (aq) Pluspol (Oxidation): 6 H 2 O (l) à O 2 (g) + 4 H 3 O + (aq) + 4 e - Redoxreaktion: 2 H 2 O(l) à 2 H 2 (g) + O 2 (g) Die während der Elektrolyse abgeschiedenen Gase (Wasserstoff und Sauerstoff) bilden, sobald man der Zelle von außen keine Spannung mehr aufzwingt, eine Knallgas-Zelle aus, deren chemische Energie bei Stromfluss in nutzbare, elektrische Energie umgewandelt wird. Die Reaktionen an den Elektroden laufen im Vergleich zur Elektrolyse freiwillig in die andere Richtung ab: Minuspol (Reduktion): 2 H 2 (g) + 4 H 2 O(l) à 4 H 3 O + (aq) + 4 e - Pluspol (Oxidation): O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e - à 4 OH - (aq) Redoxreaktion: 2 H 2 (g) + O 2 (g) à 2 H 2 O(l) Die Tatsache, dass die Spannung der Wasserstoff-Sauerstoff-Zelle selbst bei Belastung mit geringen Strömen (ca. 8 ma) stark absinkt, lässt sich auf die relativ hohen Überspannungen von Sauerstoff und Wasserstoff an Kohleelektroden zurückführen. In PEM-Brennstoffzellen werden daher platinierte Kohlefaser-Elektroden, die den Sauerstoff- und Wasserstoffumsatz katalysieren, sowie eine sehr dünne, spezielle Membran eingesetzt, um hohe Leistungsdichten zu gewährleisten.

6 Versuch 3.7: Zink-Luft-Zelle Modellexperiment einer Hörgeräte-Batterie Geräte und Chemikalien: 2 Bechergläser Kochsalz Multimeter Phenolphthalein-Lösung Kabelmaterial, Krokodilklemmen destilliertes Wasser ein Stück Pappe, Schere Vorbereitende Arbeiten: Ein dünnes Stück Pappe wird so ausgeschnitten, dass gerade eben in ein Becherglas passt. Auf diese Weise lässt sich das Becherglas in zwei Reaktionsräume teilen. Aufbau und Durchführung: Stellen Sie in dem zweiten Becherglas durch Lösen von 2 Teelöffel Kochsalz in 200 ml destilliertem Wasser eine Kochsalzlösung her. Geben Sie anschließend 5 Tropfen Phenolphthalein-Lösung hinzu und rühren Sie die Lösung um, so dass sich der Indikator verteilt. Stecken Sie das Stück Pappe entsprechend der Abbildung in die Lösung und tauchen Sie anschließend in die linke Hälfte ein Zinkblech und in die rechte Hälfte eine Kohleelektrode ein. Messen Sie die Spannung, die zwischen beiden Elektroden besteht, und versuchen Sie anschließend, einen Elektromotor zu betreiben. Falls das Betreiben des Elektromotors nicht auf Anhieb gelingt, verändern Sie die Bedingungen solange, bis es gelingt. Schließen Sie dann die beiden Elektroden über eine Kabelverbindung kurz und lassen Sie den Aufbau ca Minuten stehen. Hinweise zur Entsorgung: Die Lösung kann problemlos über den Ausguss entsorgt werden. Aufgaben zur Auswertung des Versuches: Formulieren Sie den Reduktions- und Oxidationsschritt sowie die Gesamtreaktionsgleichung und ordnen Sie die beiden Teilschritte der richtigen Elektrode zu! Stellen Sie Überlegungen an, warum die Zink-Luft-Zelle kurzgeschlossen werden sollte! Wann ist die Zink-Luft-Batterie erschöpft? Erklären Sie die Rolle des Kochsalzes in der Lösung? Zusatzaufgabe: Viele insbesondere ältere Leute tragen mittlerweile Hörgeräte. Fragen Sie, ob Sie eine neue Knopfzelle bekommen können, möglichst mit Verpackung. Versuchen Sie, mit Hilfe ihrer Messinstrumente Spannung und Stromstärke zu messen. Informieren Sie sich über Kosten und Leistungsfähigkeit der verwendeten Batterien.

7 Ziel des Versuchs Erstaunlicherweise liefert das elektrochemische System aus Versuch 3.6 auch dann eine Spannung, wenn die Kohleelektrode nicht mit Iod präpariert wird. Die Frage, welcher Stoff dann als Oxidationsmittel wirkt, kann in diesem Versuch untersucht werden. Damit wird gleichzeitig ein Modellversuch für einen Batterietyp vorgestellt, der als Knopfzellen für Hörgeräte auch im alltäglichen Leben eine Rolle spielt. Beobachtung und Auswertung: Die Spannung der Zelle beträgt ca. 1,2 V. Eine Flüssigkeitsprobe aus dem Elektrodenraum der Kohleelektrode färbt sich bei Zugabe von Phenolphthalein-Lösung rosa. Ein Elektromotor kann einige Zeit betrieben werden. Anmerkung: Sollte die Spannung der Zelle deutlich höher sein (z.b. 1,8 V), ist dies meist auf Verunreinigungen der Kohleelektrode (z.b. durch Chlorgas-Reste) zurückzuführen. Das Zinkblech stellt den Minuspol dieses galvanischen Elements dar. Hier wird Zink zu Zink- Ionen oxidiert (Anode). Als Oxidationsmittel kann nur der Luftsauerstoff wirken, der in der Kohleelektrode sowie im Elektrolyten gelöst ist und aus der umgebenden Luft nachdiffundiert. Einen Hinweis darauf liefern die im Katholyt nachweisbaren Hydroxid-Ionen, die im Zuge der Reduktion des Luftsauerstoffs entstehen: Minuspol (Oxidation): 2 Zn(s) à 2 Zn 2+ (aq) + 4 e - Pluspol (Reduktion): O 2 (g) + 2 H 2 O(aq) + 4 e - à 4 OH - (aq) Redoxreaktion: 2 Zn(s) + O 2 (g) + 2 H 2 O(aq) à 2 Zn 2+ (aq) + 4 OH - (aq) Zu den Hörgerätebatterien: 6 Hörgeräte - Knopfzellen kosten ca. 10. Laut den Verpackungsangaben des Herstellers haben sie eine Kapazität von 290 mah. Je nach Zustand der Batterie lässt sich eine Spannung von ca. 1,36 V und eine Stromstärke von ca ma messen. Zink/Luft Batterien müssen luftdicht gelagert werden. Nach Abziehen der Folie sollte die Zelle in einem Zeitraum von 500 Stunden entladen werden. Dies gilt besonders bei Betrieb in trockenen beheizten Räumen, da sie hier relativ schnell austrocknen. Im versiegelten Zustand sind sie nahezu unbegrenzt lagerfähig. Beispiel: Verpackungsaufschrift

8 Versuch 5.5: Strom aus der Bierdose? Mac Gyver und George waren auf einer einsamen Insel gestrandet. Während Mac Gyver seinen Rucksack mit ans Ufer retten konnte, hatte George einige Bierdosen aus Aluminium (Aufdruck AL ) mitgebracht, die er zuvor vom Board-Kiosk der gesunkenen Fähre entwendet hatte. Die Sonne brannte und der Durst quälte die Gestrandeten. Doch wer sollte sie retten? George labte sich an seinem Bier und er war nicht gewillt, Mac Gyver auch nur einen Schluck abzugeben. Hier wird schon in den nächsten Tagen ein Flugzeugträger vorbei schwimmen und uns retten. Ich weiß es genau, denn ich selbst habe ihn hier in diese Gewässer kommandiert. Und da unsere Rettung nun geklärt ist, will ich es mir bis dahin gut gehen lassen. Mac Gyver hatte seine Zweifel, dass sich in diese Gegend jemals ein solches Monster- Schiff verirren würde. Denn schließlich war die Region als einer der größten zusammenhängenden Flachwasser-Korallenbiotope bekannt. Das ist etwa genauso wahrscheinlich, als würden U-Boote im Wattenmeer vor Baltrum Streife fahren können, gab Mac Gyver zu Bedenken. Leider verstand George diesen Vergleich nicht, denn zum einen wusste er nicht, wo das Wattenmeer liegt und zum anderen hatte er Baltrum mit dem Baltikum verwechselt. Guter Rat war teuer, denn Mac Gyver wusste, mit George auf einer einsamen Insel, das würde auf Dauer kein Spaß werden. Mac Gyver untersuchte seinen Rucksack und fand neben seinem Handy, dessen Batterien allerdings leer waren, noch Folgendes: Zwei Kabel, ein Kupferblech, eine Kohleelektrode, Knete, Krokodilklemmen, Kekse, eine Drahtschere, einen Schraubenzieher und natürlich sein Schweizer Messer. Er rieb sich mit dem Finger an der Nase und plötzlich hatte er eine Idee: Er entfernte mit einer Drahtschere den Deckel einer von George ins Meer geworfenen Bierdose und bearbeitete die Innenwand mit einem Schraubenzieher, bis der Schutzlack teilweise abgelöst war. Doch wie geht es weiter? Kann er tatsächlich eine Batterie für sein Handy bauen? (Verwenden Sie anstelle eines Handys einen Elektromotor als Verbraucher.) Besondere Sicherheitsmaßnahmen: Zufällig wurden Arbeitshandschuhe ans Ufer angespült, die der Schiffsmechaniker wohl verloren haben musste. Deshalb der wichtige Hinweis: Beim Entfernen des Deckels der Getränkedose sind zum Schutz vor Verletzungen Arbeitshandschuhe zu tragen!

9 Ziel des Versuches: In diesem Versuch soll versucht werden, eine Aluminium-Luft-Batterie mithilfe des bisher erworbenen Wissens zu entwickeln, so dass ein Elektromotor betrieben werden kann. Möglicher Lösungsweg: Mit einer (Draht-)Schere wird der Deckel einer Getränkedose aus Aluminium (Aufdruck AL ) entfernt. Die Dose wird von Getränkeresten befreit und anschließend die Innenwand mit einer Feile und Schmirgelpapier bearbeitet, bis der Schutzlack teilweise abgelöst ist. Als Ersatz für die Feile kann auch ein anderer spitzer Gegenstand zum Einsatz kommen, z.b. ein Schraubenzieher. Die Kohleelektrode wird probeweise in die leere Bierdose gestellt. An den Stellen, wo die Kohleelektrode die Getränkedose berührt, werden kleine Knetekügelchen angebracht, um später einen Kurzschluss zwischen der Dose und der Kohleelektrode zu vermeiden. Anschließend werden 2 Teelöffel Kochsalz in 150 ml destilliertem Wasser gelöst und die Lösung in die Bierdose gegossen. Danach wird mit der entwickelten Batterie zunächst die Spannung gemessen und anschließend ein Elektromotor betrieben. Beobachtungen und Auswertung: Ohne Belastung liefert die Zelle eine Spannung von 1,0-1,1 V. Der Kurzschlussstrom beträgt anfangs 100 ma und pendelt sich dann bei ca. 40 ma ein. Die Kochsalzlösung bewirkt den Abbau der Oxidschicht und ermöglicht somit die anodische Oxidation des Aluminiums. An der Kohleelektrode werden Elektronen vom in dem Elektrolyt gelösten und aus der Umgebungsluft nachdiffundierenden Luftsauerstoff aufgenommen. Infolgedessen bildet sich eine Potenzial-differenz und ein Elektromotor kann lange Zeit betrieben werden: Minuspol (Oxidation): 4 Al(s) + 4 Cl - (aq) + 16 H 2 O(l) à 4 Al(OH) 2 Cl(aq) + 12 e H 3 O + (aq) Pluspol (Reduktion): 3 O 2 (g) + 6 H 2 O(aq) + 12 e - à 12 OH - (aq) Redoxreaktion: 4 Al(s) + 4 Cl - (aq) + 6 H 2 O(l) +3 O 2 (g) à 4 Al(OH) 2 Cl(aq) + 4 OH - (aq)

10 Versuch 5.8: Reinigen von Silber Hinweis: Silbergegenstände überziehen sich an der Luft nach einiger Zeit mit einem unerwünschten schwarzen Feststoff, der so genannten Patina. Für das Zustande kommen des schwarzen Überzugs sind mehrere Reaktionen von Bedeutung, die im Folgenden stark vereinfacht dargestellt werden: Zunächst bildet Silber, wenn es in sauerstoffhaltiger Atmosphäre gelagert wird, sofort eine dünne Silberoxidschicht Ag 2 O(s) aus. Diese Silberoxidhaut ist unregelmäßig aufgebaut und wirkt aufgrund ihrer vergrößerten Oberfläche als Falle u.a. für das Spurengas Schwefelwasserstoff, das in Wohnräumen in geringer Konzentration immer vorhanden ist. Dieses wird an der Oberfläche adsorbiert und reagiert dann mit dem Silberoxid in einer exothermen Reaktion zu schwarzem, schwerlöslichem Silbersulfid Ag 2 S(s) und Wasser. In zahlreichen Ratgebern findet sich immer wieder ein einfacher Tipp, wie man angelaufenes Silber von der unansehnlichen, schwarzen Schicht befreien kann. So rät ein die Redaktion der Wissenschaftssendung Quarks & Co: Sie legen einen Topf mit Alu-Folie aus, füllen heißes Wasser hinein und geben reichlich Kochsalz hinzu, so dass es auf dem Boden liegen bleibt. Nun legen Sie das angelaufene Silber in den Topf. Nach wenigen Sekunden strahlt Ihr Silber wieder wie neu. ( Experimentelle Aufgabe: Führen Sie mit einem angelaufenen Stück Silber (Ring, Kettenanhänger, versilbertes Besteck etc.) die angeführte Reinigungsmethode durch und überprüfen Sie die Wirksamkeit der Reinigungsmethode! Hinweise zur Entsorgung: Die Lösung wird über den Ausguss gesorgt. Aufgaben: Formulieren Sie die gesamte Reaktionsgleichung, die zur Bildung der Silberoxidschicht und der Silbersulfidschicht führen. Deuten Sie die durchgeführte Silberreinigung als elektrochemischen Vorgang! Gehen Sie dabei auf die Funktion des Kochsalzes ein.

11 Ziel des Versuches: In diesem Versuch soll ein klassischer Haushaltstipp zum Reinigen von angelaufenem Silber ausprobiert und seine Wirkungsweise elektrochemisch gedeutet werden. Beobachtung und Auswertung: Nach kurzer Zeit bildet sich der metallische Glanz des Silbers zurück. Werden größere Mengen angelaufenen Silbers mit Kochsalzlösung gereinigt, ist nach einiger Zeit der Geruch nach Schwefelwasserstoff bemerkbar. Silber bildet, wenn es in einer sauerstoffhaltigen Atmosphäre gelagert wird, sofort eine dünne Silberoxidschicht aus: 2 Ag(s) + ½ O 2 (g) à Ag 2 O(s). An der Oberfläche wird Schwefelwasserstoff adsorbiert und es reagiert mit dem Silberoxid zu schwerlöslichem Silbersulfid und Wasser: Ag 2 O(s) + H 2 S(g) à Ag 2 S(s) + H 2 O [vgl. WEIßENHORN 1995]. Dieser unansehnliche, schwarze Überzug kann auf einfache Weise und ohne Silberverluste durch Abrieb entfernt werden, indem man das zu reinigende Silberstück mit Aluminiumfolie und einem Elektrolyten in Kontakt bringt, der Chlorid-Ionen enthält. Dabei wird Aluminium, dessen Deckschicht durch die Chlorid- bzw. Hydroxid-Ionen angegriffen wird, oxidiert; die freigesetzten Elektronen werden von den im Silbersulfid enthaltenen Silber-Ionen aufgenommen, sodass sich elementares Silber zurückbildet. Vereinfacht können die Teilreaktionen folgendermaßen formuliert werden: Oxidation: Al(s) à Al 3+ (aq) + 3 e - (vereinfacht) Reduktion: Ag 2 S(s) + 2 e H 2 O(l) à 2 Ag(s) + H 2 S(g) + 2 OH - (aq) (in Kochsalzlösung)

12 Versuch 7.1: Verkupfern eines Schlüssels Geräte und Chemikalien: Becherglas (250 ml) Schleifpapier, Pappe Kabelmaterial, Krokodilklemmen Spannungsquelle (max. 12 V) Kupfersulfat-Lösung, c(cuso 4 ) = 1 mol/l destilliertes Wasser Kupferblech Ausgedienter Metallgegenstand (Schlüssel, Messer, Löffel o.ä.) Aufbau und Durchführung: Verdünnen Sie in einem Becherglas ca. 75 ml Kupfersulfat-Lösung mit destilliertem Wasser auf ein Gesamtvolumen von ca. 200 ml. Verkupfern Sie anschließend z.b. einen ausgedienten Schlüssel, Löffel o.ä., indem Sie diesen Gegenstand mit einem Stück Schleifpapier säubern und anschließend den Gegenstand als Minuspol bei der Elektrolyse der verdünnten Kupfersulfat-Lösung verwenden. Als Pluspol dient entsprechend der Abbildung ein abgeschmirgeltes Kupferblech: Elektrolysieren Sie die Kupfersulfat-Lösung ca. 10 Minuten bei 6 9 V! Achten Sie darauf, dass sich beide Elektroden nicht berühren wenn nötig, können Sie die beiden Elektrodenräume auch durch ein Stück Pappe trennen, um einen Kurzschluss zu vermeiden. Ist der Versuch beendet, spülen Sie den verkupferten Metallgegenstand mit Wasser ab und überprüfen Sie den Kupferüberzug auf Aussehen, Regelmäßigkeit und Festigkeit. Hinweise zur Entsorgung: Die Kupfersulfat-Lösung wird in den Abfallbehälter gegeben. Aufgaben zur Auswertung des Versuches: Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Elektrodenreaktionen sowie die Gesamtreaktionsgleichung! Warum entstehen in diesem Versuch nicht dieselben Produkte wie bei der Wasserelektrolyse? Welche Spannung muss mindestens anliegen, damit die Elektrolysereaktion eintritt?

13 Ziel des Versuches: In diesem Versuch soll ein ausgedienter Metallgegenstand (Schlüssel, Löffel, Messer o.ä.) in einem galvanotechnischen Verfahren verkupfert werden. Beobachtungen: Der Schlüssel überzieht sich bald mit einem roten Feststoff, der fest auf dem Metall haftet. Die Kupferelektrode hat nach dem Versuch in dem Bereich, in dem sie in den Elektrolyten tauchte, den metallischen Glanz verloren. Es ist keine Gasentwicklung zu beobachten. Auswertung: Am Minuspol (Schlüssel) werden Cu 2+ -Ionen zu elementarem Kupfer reduziert. Am Pluspol (Kupferblech) wird das Elektrodenmaterial zu Cu 2+ -Ionen oxidiert, daher verliert das Kupferblech im Laufe des Versuchs seinen metallischen Glanz: Minuspol (Reduktion, Schlüssel): Cu 2+ (aq) + 2 e - à Cu(s) Pluspol (Oxidation, Kupferblech): Cu(s) à Cu 2+ (aq) + 2 e - Redoxreaktion: Cu 2+ (aq) + Cu(s) à Cu(s) + Cu 2+ (aq) Eine Gasentwicklung infolge Wasserzersetzung ist nicht zu beobachten, da bei einer Elektrolyse immer die Reaktion abläuft, die die geringste Zersetzungsspannung erfordert. Für die Wasserzersetzung beträgt die Zersetzungsspannung abzüglich der Überspannungen 1,23 V; die in diesem Versuch ablaufende Reaktion läuft theoretisch bei allen Spannungen größer 0 V, also deutlich unter einer angelegten Spannung von 1,23 V ab, da letztlich nur Kupfer durch die Lösung transportiert wird (siehe Reaktionsgleichung).