Galvanische Zellen aus Nichtmetallen (Artikelnr.: P )

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1 Lehrer-/Dozentenblatt Galvanische Zellen aus Nichtmetallen (Artikelnr.: P ) Curriculare Themenzuordnung Fachgebiet: Chemie Bildungsstufe: Klasse Lehrplanthema: Physikalische Chemie Unterthema: Elektrochemie - Potenziale, Leitfähigkeit, Elektrolyse Experiment: Galvanische Zellen aus Nichtmetallen Schwierigkeitsgrad Vorbereitungszeit Durchführungszeit empfohlene Gruppengröße Mittel 10 Minuten 30 Minuten 2 Schüler/Studenten Zusätzlich wird benötigt: Versuchsvarianten: Filterpapierstreifen Schlagwörter: Galvanische Elemente, Nichtmetalle, Spannungserzeugung Lehrerinformationen Einführung Prinzip Auch Nichtmetalle entwickeln, genau wie die Metalle, unterschiedliche Lösungsdrucke und damit unterschiedliche Potenziale, sobald sie in entsprechenden Lösungsmitteln Redoxsysteme ausbilden können. Schalten man z.b. Eine Standard- Wasserstoffelektrode mit einer Halbzelle zusammen, in der sich das Redoxsystem befindet, so ist eine elektrische Gleichspannung messbar. Auch zwischen einer Wasserstoffhalbzelle und einer Sauerstoffhalbzelle besteht eine Potenzialdifferenz, die z.b. in den sogenannten Brennstoffzellen zur Stromerzeugung genutzt wird. Da man aus Nichtmetallen wie Sauerstoff oder Chlor keine festen Elektroden herstellen kann, bedient man sich zum Aufbau entsprechender Elektroden des gleichen Kunstgriffs, wie zum Aufbau einer Wasserstoffelektrode. Man beschichtet einfach ein anderes Material, z.b. Grafitkohle, mit den jeweiligen Nichtmetalen. In den folgenden Versuchen geschieht dieses durch (den Messungen der Potenziale vorangehende) Elektrolysen. Bei der Elektrolyse der Schwefelsäure wird am Minuspol durch Reduktion von Wasserstoff- bzw. Hydroniumionen Wasserstoff gebildet. Dieser Wasserstoff überzieht die Platinelektrode in dünner, unsichtbarer, geschlossener Schicht, so dass praktisch eine vereinfachte Wasserstoffelektrode entsteht. Am Pluspol werden Wassermoleküle durch Elektronenentzug unter Bildung von Hydroniumionen und Sauerstoff oxidiert. Der Sauerstoff überzieht hier die Kohleelektrode, so dass praktisch eine Sauerstoffelektrode entsteht. Nach der Elektrolyse liegt somit eine galvanische Wasserstoff/Sauerstoffzelle vor, eine sogenannte Brennstoffzelle. Verbindet man die Elektroden dieser Zelle über einen Draht, so dass elektrischer Strom fließen kann, so laufen folgende Prozesse ab: Wasserstoffelektrode Durch Oxidation von Wasserstoff entstehen also wieder Wasserstoff- bzw. Hydroniumionen. Die freiwerdenen Elektronen fließen über den Draht zur anderen Halbzelle. Infolge des Oxidationsvorgangs ist die Wasserstoffhalbzelle die Anode. Sie bildet in der galvanischen Zelle den Minuspol. Sauerstoffelektrode

2 Lehrer-/Dozentenblatt Hydroniumionen und Sauerstoff werden hier durch Elektronenzufuhr zu Wasser reduziert. Die Sauerstoffelektrode bildet somit die Kathode. Deutung An der Wasserstoffelektrode laufen während der Elektrolyse wie auch während der Stromabgabe die gleichen Prozesse ab, wie sie bereits oben beschrieben sind. An der Kohleelektrode der Zellen 3, 4 und 5 werden während der Elektrolysen Chlorid-, Bromid- und lodidionen zu den entsprechenden Halogenen oxidiert. Die Halogene lösen sich z.t. Im Wasser, z.t. Schlagen sie sich auf der Oberfläche der Kohleelektrode nieder und überziehen dies ein dünner Schicht. Auf diese Weise entstehen praktisch Chlor-, Brom- und lodelektroden. Diese bilden gegenüber Wasserstoffelektroden die gemessenen Spannungen aus. Während der Stromabgabe verlaufen die Prozesse umgekehrt wie bei der Elektrolyse. Die Halogene gehen durch Elektronenaufnahme (= Reduktion) wieder in den lonenzustand über und diffundieren in die Lösung. Zwischen dem Redoxsystem und den Redoxsystemen sind elektrische Spannungen messbar. Sie nehmen vom Chlor zum lod hin ab. Die Standardpotenziale haben in der oben angegebenen Reihenfolge die Werte (Literaturwerte) 1,358, 1,065 V und 0,535 V. Lernziele Bisher haben die Schüler die konventionellen galvanischen Elemente näher beleuchtet. In diesem Versuch lernen die Schüler, dass man auch galvanische Elemente aus Nichtmetallen herstellen kann. Herstellen von Lösungen Schwefelsäure (0,5 mol/l): Gebe in ein Becherglas 100 ml destilliertes Wasser. Pipettiere 13,8 ml 96 %ige Schwefelsäure dazu und fülle auf 500 ml mit destillierten Wasser auf. Kaliumchloridlösung (1 mol/l): Füge 37,3 g Kaliumchlorid zu 250 ml destillierten Wasser. Gut mischen und auf 500 ml mit destillierten Wasser auffüllen. Kaliumbromidlösung (1 mol/l): Füge 59,5 g Kaliumbromid zu 250 ml destillierten Wasser. Gut mischen und auf 500 ml mit destillierten Wasser auffüllen. Kaliumiodidlösung (1 mol/l): Füge 83 g Kaliumiodid zu 250 ml destillierten Wasser. Gut mischen und auf 500 ml mit destillierten Wasser auffüllen. Kaliumnitratlösung (1 mol/l): Füge 55,5 g Kaliumnitrat zu 250 ml destillierten Wasser. Gut mischen und auf 500 ml mit destillierten Wasser auffüllen.

3 Lehrer-/Dozentenblatt Abb. 1: Versuchsaufbau Material Position Material Bestellnr. Menge 1 Digitalmultimeter Verbindungsleitung, 2 mm-stecker, 5 A, 500 mm, rot Verbindungsleitung, 2 mm-stecker, 5 A, 500 mm, blau Reduzierstecker 4/2-mm-Buchse, 1 Paar Krokodilklemme, isoliert, rot & schwarz, 2 mm, 2 Stück Block mit 8 Bohrungen, d = 40 mm Deckel für Messzellenblock, 8 Stück Graphitelektrode, d = 5 mm, l = 150, 6 Stück Platinelektrode, kurz Becherglas DURAN, hohe Form, 50 ml Tropfflasche, 50 ml, Kunststoff Batterie 4,5 V, 3R 12 DIN Zusätzlich wird benötigt: Schwefelsäure, c = 0,5 mol/l Kaliumchloridlösung, c = 1 mol/l Kaliumbromidlösung, c = 1 mol/l Kaliumiodidlösung, c = 1 mol/l Kaliumnitratlösung (zirka 1 mol/l) Filterpapierstreifen

4 Lehrer-/Dozentenblatt Sicherheitshinweise Für diesen Versuch gelten die allgemeinen Hinweise zum sicheren Experimentieren im naturwissenschaftlichen Unterricht. Kaliumbromid- und Kaliumchlorid-Lösungen der Konzentration c =1,0 mol/l sowie Schwefelsäure-Lösungen der Konzentration c = 0,5 mol/l wirken reizend. Kaliumiodid Lösungen der Konzentration c = 1,0 mol/l sind gesundheitsschädlich beim Verschlucken, wobei eine Sensibilisierung durch Hautkontakt möglich ist. Augen und Haut schützen. Kontakt der Chemikalien mit den Augen und der Haut vermeiden. Schutzhandschuhe und Schutzbrille tragen!

5 Galvanische Zellen aus Nichtmetallen (Artikelnr.: P ) Einführung Anwendung und Aufgabe Anwendung Die Entdeckung und Weiterentwicklung der so genannten galvanischen Elemente, besser bekannt als Batterien, hat für die Menschen eine besonders große Bedeutung. Diese macht u.a. die mobile Stromversorgung von verschiedensten Elektrogeräten möglich, was unseren heutigen Lebensstandard erheblih prägt. Auch Nichtmetalle entwickeln, genau wie die Metalle, unterschiedliche Lösungsdrucke und damit unterschiedli- che Potenziale, sobald sie in entsprechenden Lösungsmitteln Redoxsysteme ausbilden können. Auch zwischen einer Wasserstoffhalbzelle und einer Sauerstoffhalbzelle besteht eine Potenzialdifferenz, die z.b. in den sogenannten Brennstoffzellen zur Stromerzeugung genutzt wird. Aufgabe Es sollen eine vereinfachte Standard-Wasserstoffelektrode sowie Sauerstoff-, Chlor-, Brom-und lodhalbzellen hergestellt werden. Diese Halbzellen sollen dann zu galvanischen Zellen zusammengeschlossen werden, deren Standardpotenziale zu messen sind. Abb. 1: Versuchsaufbau

6 Material Position Material Bestellnr. Menge 1 Digitalmultimeter Verbindungsleitung, 2 mm-stecker, 5 A, 500 mm, rot Verbindungsleitung, 2 mm-stecker, 5 A, 500 mm, blau Reduzierstecker 4/2-mm-Buchse, 1 Paar Krokodilklemme, isoliert, rot & schwarz, 2 mm, 2 Stück Block mit 8 Bohrungen, d = 40 mm Deckel für Messzellenblock, 8 Stück Graphitelektrode, d = 5 mm, l = 150, 6 Stück Platinelektrode, kurz Becherglas DURAN, hohe Form, 50 ml Tropfflasche, 50 ml, Kunststoff Batterie 4,5 V, 3R 12 DIN Zusätzlich wird benötigt: Schwefelsäure, c = 0,5 mol/l Kaliumchloridlösung, c = 1 mol/l Kaliumbromidlösung, c = 1 mol/l Kaliumiodidlösung, c = 1 mol/l Kaliumnitratlösung (zirka 1 mol/l) Filterpapierstreifen

7 Aufbau und Durchführung Aufgabe 1 Fülle nach Abb. 2 die Messzellen 1 und 2 mit Schwefelsäure (c = 0,5 mol/i), die Zelle 3 mit Kaliumchloridlösung, die Messzelle 4 mit Kaliumbromidlösung und die Messzelle 5 mit Kaliumiodidlösung. Dann verbinde die 5 gefüllten Messzellen nach Abb.1 mit Kaliumnitratlösung getränkten Filterpapierstreifen als Stromschlüssel und setze auf alle Zellen Deckel. In Zelle 1 stecke eine Platinelektrode und in die anderen 4 Zellen je eine Kohleelektrode. Verbinde die Platinelektrode in Zelle 1 mit dem Minuspol, die Kohleelektrode in Zelle 2 mit dem Pluspol einer Gleichspannungsquelle (Batterie 4,5 V oder Trafo mit Gleichrichter) und elektrolysiere dann die Schwefelsäure zwischen diesen beiden Elektroden etwa 3 bis 5 Minuten lang (Schaltung in Abb. 2). Löse nach dieser Zeit die Verbindungen an der Spannungsquelle und schließe rasch nach Fig. 2Das Messinstrument (Einstellung 2 V-) an die galvanische Zelle an. (Die Platinelektrode dabei mit der Massebuchse und die Kohleelektrode mit der Voltbuchse verbinden). Lies die angezeigte Spannung ab und notiere sie im Protokoll. Abb. 2 Abb. 3 Aufgabe 2 Schließe die Halbzelle 1 (= Wasserstoffelektrode) an den Minuspol und die Halbzelle 3 an den Pluspol eine Gleichspannungsquelle an und elektrolysiere wieder 3 bis 5 Minuten lang bei einer Spannung von 4 bis 5 V-. Anschließend miss die Spannung zwischen diesen beiden Halbzellen. Nach der Halbzelle 3 verfahre in gleicher Weise mit der Halbzelle 4 und der Halbzelle 5 (immer erst 3 bis 5 Minuten gegen die Wasserstoffelektrode elektrolysieren und dann die Spannung messen). Lies die angezeigte Spannung ab und notiere sie im Protokoll.

8 Protokoll: Galvanische Zellen aus Nichtmetallen Ergebnis - Frage 1 (5 Punkte) Notiere deine Beobachtungen zur Aufgabe 1. Ergebnis - Frage 2 (5 Punkte) Notiere deine Beobachtungen zur Aufgabe 2.

9 Auswertung - Frage 1 (10 Punkte) Formuliere die Reaktionsgleichung der Schwefelsäure am Minuspol. Auswertung - Frage 2 (15 Punkte) Erkläre weiterhin, wodurch die Wasserstoff- bzw. Sauerstoffelekrode besteht.

10 Auswertung - Frage 3 (10 Punkte) Zwischen welchen Redoxsystemen ist eine elektrische Spannung messbar?