Lernstraße Grundlagen der Elektrochemie

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1 Unterrichtsreihe Wenn der Strom nicht aus der Steckdose kommt... mobile Energiespeicher Lernstraße Grundlagen der Elektrochemie Materialien der Arbeitskreises Chemie im Kontext im Kölner Modell Version April

2 Diese Materialien wurden vom Kölner ChiK-Set (Leitung: Manuela Raida und Martin Sina) in den Jahren 2004 und 2005 entwickelt. Mitglieder des Kölner Sets: Birgit Feldmann Claudia Feldmann Thomas Fröhlich Evelyne Heumann Anne Hoerner Barbara Hölzel Dr. Jörg Klusemann Dr. Monika Mitschke Manuela Raida Martin Sina Dr. Markus Wasen Dr. Margarita Wilhelm Gymnasium Kreuzgasse, Köln Städtisches Gymnasium, Rheinbach Heinrich-Böll-Gesamtschule, Köln Anna-Freud-Schule, Köln Gymnasium Kreuzgasse, Köln Rhein-Sieg-Gymnasium, St. Augustin Albertus-Magnus-Gymnasium, Köln Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen Gesamtschule Kürten, Kürten Gymnasium Am Turmhof, Mechernich Geschwister-Scholl-Gymnasium, Pulheim Freiherr-vom-Stein-Schule, Leverkusen

3 Inhaltsverzeichnis 0 Theoretischer Vorspann Begriffsklärungen Aufbauten für elektrochemische Versuche Die Spannungsreihe der Metalle... 8 V 1.1 Die Redoxreihe Info: Redoxreihe der Metalle Info: Galvanische Zellen V 1.2 Spannungsreihe der Metalle Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode V 3.1 Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle mithilfe der Standard-Wasserstoff-Elektrode Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen Hinführung zur Nernst-Gleichung Konzentrationsabhängigkeit der Potentiale V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle Konzentrationszellen V 5.2 Konzentrationszelle Konzentrationsketten V 5.3 Verdünnungsreihe V 5.4 Konzentrationskette Historische und klassische Elemente Volta-Element Die Zitronenbatterie Hilfen Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie Lösungen - Antworten zu den abgestuften Hilfen Lösungen Chemikalien und Materialien Übersicht der benötigten Materialien Übersicht über die benötigten Chemikalien Hinweise für Lehrerkräfte Aufbauten für elektrochemische Versuche Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichmetalle Die Standard-Wasserstoffelektrode als Bezugselektrode zu: 6.2 Die Zitronenbatterie Hilfekarten zu Kapitel Quellen Anhang... 45

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5 3 0 Theoretischer Vorspann 0.1 Begriffsklärungen Strom Es fließt immer da ein Strom, wo Ladungen sich zielgerichtet bewegen, also in einem elektrischen Feld oder zum Ausgleich von Potentialdifferenzen. Eine griffige Kurzdefinition für den elektrischen Strom lautet bewegte Ladung je Zeiteinheit. In Metallen kommt der Stromfluss durch Elektronen-, in Lösungen durch Ionen-Bewegung zustande Spannung Größenzeichen: U Einheit: Volt V Potenzialdifferenz U = E/Q (Energie durch Ladung) Die Spannung entspricht der Arbeit, die man benötigt, um eine elektrische Ladung innerhalb eines elektrischen Feldes von einem Punkt zu einem anderen Punkt zu verschieben die Spannung ist in diesem Fall die Potentialdifferenz zwischen beiden Punkten Stromstärke Größenzeichen: I Einheit: Ampère A Die elektrische Stromstärke gibt an, wie viel elektrische Ladung (Elektronen) in einer bestimmten Zeit transportiert wird. Das Formelzeichen I kommt von der "Intensität" (Intensity) des Stroms. Definitionsgemäß beträgt die Stromstärke 1 A, wenn sich zwei unendlich lange Leiter, die von dieser Stromstärke durchflossen werden und parallel zueinander in einem Meter Abstand verlaufen, mit der Kraft von Newton anziehen. Ein elektrischer Strom hat die Stromstärke 1 A, wenn pro Sekunde etwa (6 Trillionen) Elektronen durch den Leiterquerschnitt fließen. Beispiele Stromstärke I beim Zusammenziehen von Muskeln: 0,015 A Tödlicher Stromstoß für Menschen: ca. 0,050 A = 50 ma (Diese Stromstärke wird aufgrund des Innenwiderstandes des menschlichen Körpers erst ab bestimmten Spannungen erreicht, so dass gewöhnliche Batterien sowie elektrische Spannungen bis etwa 24 V in der Regel harmlos sind.) Strom beim Betrieb einer Taschenlampe: ca. 0,2 A = 200 ma Strom einer Zimmerbeleuchtung: ca. 0,2 A bis 1 A (200 ma bis 1000 ma) Strom zum Betrieb einer Elektrolokomotive: über 300 A Strom in einem Blitz: ca A Widerstand Größenzeichen: R Einheit: Ohm Der Widerstand ist als der Quotient aus Spannung (U) und Strom (I) definiert. Wenn im Falle von Gleichspannung dieser Quotient unabhängig von der Spannung und Zeit eine Konstante ist, so spricht man von einem Ohmschen Widerstand. Das Formelzeichen R kommt von dem englischen Wort "Resistance". Bei Wechselspannung spielt zusätzlich der kapazitive bzw. der induktive Widerstand eine Rolle Messung von Stromstärke und Spannung In der Regel wird heute im Schulunterricht mit digitalen Multimetern gearbeitet. 1 Vgl. ( ) Vgl. ( )

6 4 0 Theoretischer Vorspann Um eine Spannung zu ermitteln, wird das Multimeter parallel zur zu messenden Spannung geschaltet. Es sollte bei Gleichspannungsmessungen, wie sie in der Elektrochemie stets auftreten (warum?) auf die Polung geachtet werden. Bei Wechselspannungen spielt die Polung keine Rolle. Ist der Spannungsbereich nicht bekannt, so wird mit der höchsten Spannung begonnen und der Messbereich so lange niedriger gestellt, bis ein vernünftig abzulesender Wert zu sehen ist. In der Elektrochemie hat man es typischerweise mit Spannungen von maximal 2 Volt zu tun. Bei Strömen muss das Multimeter in Reihe mit dem zu messenden Objekt geschaltet werden. Auch hier muss bei Gleichströmen auf die Polarität geachtet werden. Hier wird wiederum mit dem größten einstellbaren Bereich begonnen. Bei besonders hohen Strömen haben die meisten Multimeter eine Extra-Messbuchse. Diese ist dann bei entsprechenden Strömen zu benutzen. Es ist zu beachten, dass einige Geräte keine Wechselstrombereiche haben. Zur Widerstandsmessung wird der zu messende Widerstand an die beiden Messleitungen angeschlossen. Es ist aber auf jeden Fall darauf zu achten, dass in diesem Messbereich keine Spannung am Messgerät angelegt werden darf. Dieses hätte unter Umständen die Zerstörung des Multimeters zur Folge! Umgang mit Größen und Einheiten Es gilt das das SI-System (Système International d Unites). Alle anderen Größen sind von diesen sieben Basisgrößen abgeleitet. Tabelle 0.1 SI-Größen und -Einheiten Basisgröße übliche Symbole Name Einheit Abkürzung Länge s, l, b, h, d das Meter m Masse m das Kilogramm kg Zeit t die Sekunde s elektrische Stromstärke I das Ampere A Temperatur (thermodynamische) T das Kelvin K Stoffmenge n das Mol mol Lichtstärke I v die Candela cd Im Buchdruck müssen Symbole kursiv geschrieben werden, dagegen Abkürzungen für Einheiten in Normalschrift. Bei physikalischen Messwertangaben sind die Symbole der physikalischen Größen immer durch ein Gleichheitszeichen von den Zahlenwerten und den Abkürzungen der Einheiten getrennt, so dass es bei den Buchstaben zu keiner Verwechslung der Bedeutung kommen kann. In Tabellen ist es oft praktisch, wenn die Einheit in der Spalte mit den Messwerten entfallen kann. Mathematisch korrekt wird hierzu die Größe durch die Einheit dividiert. Im Buchdruck ist dies problemlos möglich, da durch die kursiven Größenzeichen keine Verwechslung möglich ist, handschriftlich kann man die Einheit, in der gemessen wird, in eckige Klammern setzen. Beispiel: Tabelle 0.2 Arbeiten mit Größenzeichen gedruckt h/m 3 handschriftlich h [m] 3 Größe Wert Gelesen Höhe h gemessen in Metern: drei

7 0 Theoretischer Vorspann Aufbauten für elektrochemische Versuche Elektrochemische Experimente mit dem U-Rohr Geräte Chemikalien Durchführung U-Rohr mit Fritte Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle Stativmaterial, Kabel, Krokodilklemmen Spannungsmessgerät Elektroden aus unterschiedlichen Metallen, ggf. auch Platin- oder Kohleelektroden Salzlösungen mit definierter Konzentration der verwendeten Metalle Beide Schenkel des U-Rohrs werden mit Metallsalzlösungen halb gefüllt. Die passenden Elektroden werden eventuell geschmirgelt, in die entsprechenden Schenkel des U-Rohrs gegeben und mit den Kabeln an den Spannungsmesser angeschlossen. Metall-1- Elektrode Metall-1- Salzlösung Diaphragma (Fritte) Metall-2- Elektrode Metall-2- Salzlösung Galvanische Zellen mit Bechergläsern Geräte Chemikalien 2 Bechergläser Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle Pasteur-Pipette Kabel, Krokodilklemmen, Spannungsmessgerät Elektrolytbrücke (mit 1 % Agar eingedickte KNO 3 -Lösung im gebogenen Glasrohr) Elektroden aus unterschiedlichen Metallen, ggf. auch Platin- oder Kohleelektroden Salzlösungen mit definierter Konzentration der oben verwendeten Metalle Durchführung Die beiden Bechergläser werden nebeneinander gestellt und mit den gereinigten Elektroden bestückt. Die Elektroden werden nun mit Krokodilklemmen und Kabel an den Spannungsmesser angeschlossen. Jedes Becherglas wird mit den passenden Metallsalzlösungen halb gefüllt. Beide Bechergläser werden durch die Elektrolytbrücke miteinander verbunden. Metall-1- Elektrode Metall-1- Salzlösung Messgerät Elektrolytbrücke Kaliumnitrat-Lösung Metall-2- Salzlösung Metall-2- Elektrode

8 6 0 Theoretischer Vorspann Spannungsmessungen in Petrischalen Mit Petrischalen kann man elektrochemische Versuche ohne viel Vorbereitung sowohl auf dem Arbeitsplatz als auch auf dem Tageslichtprojektor durchführen. Letzteres bietet sich bei Präsentationen an, weil man auf einer Folie den Aufbau direkt beschriften kann. Geräte Chemikalien Geteilte Petrischalen (zwei, drei oder viergeteilt) Kabel und Krokodilklemmen Spannungsmessgerät gegebenenfalls Platinelektrode oder Kohleelektrode Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle Bierdeckel Pasteur-Pipetten Nägel oder Bleche unterschiedlicher Metalle als Elektroden, ggf. auch Platin- oder Kohleelektroden, Salzlösungen mit definierter Konzentration der oben verwendeten Metalle Durchführung Die Elektroden (Metallbleche oder Metallnägel) werden mit dem Schmirgelpapier gereinigt. Metallbleche werden jeweils in einer Kammer einer Petrischale um den Außenrand gebogen. Nägel werden vorsichtig erhitzt und dann leicht (5 mm) in den Außenrand der Petrischale eingeschmolzen. Sie werden so in ihrer Kammer fixiert. Beim Einschmelzen ist darauf zu achten, dass kein Leck entsteht, aus dem Lösungen fließen können. Die Elektroden werden nun mit Krokodilklemmen und Kabel an den Spannungsmesser angeschlossen. Die zu jedem Metall passenden Salzlösungen werden mit der Pipette in die entsprechenden Kammern eingeführt. Mit einem eingeschnittenen Stück Pappe (z. B. aus einem Bierdeckel) wird eine Salzbrücke zwischen den beiden Kammern gebaut. Metall-1-Nagel Salzbrücke Metall-2-Nagel Metall-1-Lösung Metall-2-Lösung Metall-3-Lösung Metall-3-Nagel

9 0 Theoretischer Vorspann Elektrochemischer Experimentierkasten der Fa. Leybold Geräte Chemikalien Durchführung Elektrochemiearbeitsplatz der Fa. MAEY (Leybold-Heraeus-GmbH) Zellblöcke mit Untersetzschale Filterpapier Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle Kabel und Krokodilklemmen Pipette Spannungsmessgerät Elektrodenplatten aus unterschiedlichen Metallen Salzlösungen mit definierter Konzentration der verwendeten Metalle Die beiden Kunststoffblöcke werden an den drei Schrauben auseinander geschraubt und ein Filterpapierstreifen dazwischengesetzt. Nach dem Zusammenschrauben soll der Filterpapierstreifen fest eingespannt sein. Der Filterstreifen dient als Diaphragma. In die Führung der Doppelkammern werden die Metallelektroden eingesetzt. Die verwendeten Doppelzellen werden mit den Elektrolyt-Lösungen bis zum oberen Rand gefüllt. Am Messgerät wird der Ein/Ausschalter auf Aus und der Messbereichsschalter auf 10 V eingestellt. Der Kippschalter unterhalb des Messbereichsschalters muss auf galv. Messung positioniert werden. Das Messgerät wird über das Netzgerät an die Stromversorgung angeschlossen und mit dem Ein/Ausschalter in Betrieb genommen. Gegebenenfalls wird der Nullpunkt eingestellt. Mit Krokodilklemmen und Kabel werden die zu messenden Halbzellen mit dem Messgerät verbunden (Eingangsbuchsen + und -). Durch Einstellung des optimalen Messbereiches kann die Spannung zwischen den angeschlossenen Halbzellen gemessen werden.

10 8 1 Die Spannungsreihe der Metalle V 1.1 Die Redoxreihe Versuchsanleitung Geräte 3 Bechergläser (BG) Schmirgelpapier bzw. Stahlwolle weiches Tuch Pasteur-Pipette Chemikalien Eisenblech Kupferblech Silberblech Eisen(II)sulfat-Lösung c = 0,1 mol L -1 w 25%: Xn 20%<w<25%: Xi R: 22 Kupfer(II)sulfat-Lösung N w 25%: Xn c = 0,1 mol L -1 c = 0,1 mol L - 1 : R 52/53 Silbernitrat-Lösung N w< 10%: C c = 0,1 mol L -1 5% w<10%: Xi S 24/25 S 61 Durchführung c = 0,1 mol L - 1 : S 61 R 52/53 Alle Metallbleche müssen sauber und glänzend sein. Ist dies nicht der Fall, müssen das Eisen- und das Kupferblech geschmirgelt werden, das Silberblech wird mit dem weichen Tuch nur poliert. Kupfer(II)sulfat-Lösung oder Eisen(II)sulfat-Lösung wird auf die drei BG verteilt. Dabei sollen die BG nur ca. zu einem Drittel mit Flüssigkeit gefüllt werden. Jedes Blech wird in je ein BG mit der ersten Lösung gestellt. Die Beobachtungen werden notiert. Die drei Metallbleche werden den Lösungen entnommen und abgewaschen, gegebenenfalls auch geschmirgelt bzw. poliert. Die Lösung aus den Bechergläsern wird wieder in das Ausgangsgefäß zurückgegossen. Bei Bedarf (feste Bestandteile in der Lösung) sollte filtriert werden. Der Vorgang wird nun mit der anderen Lösung durchgeführt. Von der Silbernitrat-Lösung werden 1-3 Tropfen auf die Bleche gegeben. Am Ende müssen die Metallbleche gereinigt und getrocknet werden.

11 1 Die Spannungsreihe der Metalle 9 Entsorgung Die Lösungen können für mehrere Versuche benutzt werden, vorausgesetzt, sie werden nicht untereinander gemischt. Zur endgültigen Entsorgung müssen die Lösungen später zu den anorganischen Abfällen gegeben werden. (Hierzu Absprache mit der Lehrperson treffen!) Silbersalzlösungen dürfen keinesfalls ins Abwasser gelangen und sind ätzend! Aufgaben A 1.1 Notieren Sie Ihre Beobachtungen und stellen Sie diese tabellarisch zusammen. A 1.2 Formulieren Sie die zugehörigen Reaktionsschemata. Zerlegen Sie die Gesamtreaktionen in Oxidation und Reduktion. A 1.3 Finden Sie, ausgehend von diesen Versuchen, ein Ordnungsschema für die Metalle und stellen Sie eine Metallreihe auf. A 1.4 Stellen Sie eine begründete Hypothese auf, was zu beobachten wäre, wenn zu einer Silbernitrat-Lösung eine Zink-Perle (oder ein Zinkblech) gegeben würde. A 1.5 Zink und Eisen reagieren mit Salzsäure gemäß der folgenden Reaktion: Me(s) + 2 H 3 O + (aq) Me 2+ (aq) + 2 H 2 O(l) + H 2 (g) Gibt man ein Kupferblech in Salzsäure, ist keine Reaktion zu beobachten. Wenn man diese Reaktion berücksichtigt, dann erscheint es sinnvoll, auch das Redoxpaar Wasserstoff/Oxonium-Ionen in die Metallreihe einzuordnen. An welcher Stelle muss Wasserstoff in die Metallreihe eingeordnet werden?

12 Stärke des Elektronendonators /Reduktionsvermögen nimmt zu Stärke des Elektronenakzeptors/ Oxidationsvermögen nimmt zu 10 1 Die Spannungsreihe der Metalle 1.1 Info: Redoxreihe der Metalle Je nach Reaktionspartner können Kupfer-Atome als Reduktionsmittel wirken und oxidiert werden oder Kupfer-Ionen als Oxidationsmittel wirken und reduziert werden. Cu(s) Cu 2+ (aq) +2e - Reduktionsmittel Oxidationsmittel +z e - Elektronendonator Elektronenakzeptor Tabelle 1.1 Redoxreihe der Metalle (mit Wasserstoff) Reduktor Oxidator + z e - Na(s) Na + (aq) + e - Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e - Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e - Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e - Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e - Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e - Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Ag(s) Ag + (aq) + e - Hg(s) Hg 2+ (aq) + 2 e - Au(s) Au 3+ (aq) + 3 e - Ein System aus einem Elektronendonator und dem dazugehörigen Elektronen akzeptor nennt man korrespondierendes Redoxpaar (Me/Me z+ ). Ordnet man nun die Redoxpaare aus Metall-Atom und deren korrespondierenden Ionen nach dem Reduktionsvermögen der Metall- Atome oder dem Oxidationsvermögen der Ionen, erhält man die Redoxreihe der Metalle. In dieser Reihe stehen die Alkalimetalle, deren Atome die stärksten Elektronen-Donatoren sind, am oberen Ende. Die Edelmetalle Gold und Platin, deren Ionen die stärksten Elektronen-Akzeptoren sind, stehen am unteren Ende dieser Reihe. Metalle, deren Atome von Oxonium-Ionen oxidiert werden, bezeichnet man als unedel. Metalle, deren Atome von Oxonium-Ionen nicht oxidiert werden, bezeichnet man als edel. 1.2 Info: Galvanische Zellen Taucht man ein Stück Zink in eine wässrige Kupfer(II)sulfat- Lösung, reagiert ein Teil des Zinks und metallisches Kupfer schlägt sich auf der Zinkoberfläche ab. Es läuft folgende Redoxreaktion ab: Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Während der Reaktion werden Elektronen vom Zink auf Cu 2+ - Ionen übertragen. Die Elektronen reduzieren die Cu 2+ -Ionen zu Cu-Atomen. Diese bleiben auf der Zinkoberfläche haften. Das Stück Zink wird in dem Maße kleiner, wie seine Atome Elektronen abgeben und Zn 2+ -Ionen bilden. Man kann nun Zink von der Kupfer-Lösung abtrennen (siehe Abb. 1.1 ). Wenn die beiden Elektroden miteinander verbunden sind, läuft dieselbe Redoxreaktion ab, aber die Elektronen können die Cu 2+ -Ionen nur über den externen Stromkreis erreichen. In dem Maße, wie Cu 2+ -Ionen in einem Raum zu neutralen Cu-Atomen und Zn-Atome im anderen Raum zu Zn 2+ -Ionen umgewandelt werden, müssen sich Ionen (Sulfat-Ionen) zwischen den Räumen bewegen (durch die poröse Wand des Porzellanbechers), damit die Lösungen neutral bleiben. Zink Kupfersulfat- Lösung Abb. 1.1 galvanische Zelle Kupfer Zinksulfat- Lösung poröser Becher

13 1 Die Spannungsreihe der Metalle 11 Mit der beschriebenen Versuchsanordnung hat man eine galvanische Zelle aufgebaut, die aus zwei Halbzellen besteht. Die Redoxpaare Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ bilden die Halbzellen der galvanischen Zelle (häufig auch galvanisches Element genannt). Verbindet man die beiden Elektroden miteinander, so fließen Elektronen vom Zink zum Kupfer. Dieser Elektronenfluss lässt sich mit Hilfe eines Strommessgerätes nachweisen. Damit Strom fließen kann, muss zwischen den Elektroden eine Potentialdifferenz, eine Spannung, bestehen. Auch diese lässt sich mit einem Spannungsmessgerät messen. Die Spannung zwischen der Zink- und Kupfer- Elektrode beträgt unabhängig von der Versuchsanordnung 1,1 V, wenn in beiden Halbzellen die gleiche Konzentration an Metallionen vorliegt. Die Zink-Elektrode bildet dabei den Minuspol, die Kupferelektrode den Pluspol. Man bezeichnet die Zink-Halbzelle auch als Donator-Halbzelle, die Kupferhalbzelle als Akzeptor-Halbzelle Die gemessene Spannung ist eine charakteristische Größe für die Kombination der Redoxpaare Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Abb. 1.2 Halbzellen Donator-Halbzelle Akzeptor-Halbzelle Diese Gleichgewichte bilden sich beim Eintauchen der Metalle in die wässrige Lösung an der Metalloberfläche aus. Aus dem Metallgitter gehen Metall-Ionen in Lösung und Elektronen bleiben im Metall zurück. Das dadurch negativ aufgeladene Metall zieht die in Lösung gegangenen positiv geladenen Metall-Ionen wiederum an. Es bildet sich eine elektrische Doppelschicht aus. Da die Tendenz der Zink-Atome Elektronen abzugeben und Ionen zu bilden größer ist als die der Kupfer- Atome, ist die Zink-Elektrode gegenüber der Kupferelektrode negativ geladen. Nimmt man die galvanische Zelle in Betrieb, d.h. man verbindet die beiden Elektroden, nimmt allmählich die Masse der Zinkelektrode ab und die der Kupferelektrode zu. Gleichzeitig steigt die Konzentration der Zink-Ionen in Lösung, während die Konzentration der Kupfer-Ionen in der Lösung fällt. Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + e - e - + Zn 2+ Cu 2+ e - e - + nach längerem Betrieb der Zelle e - e - + Zn 2+ Cu 2+ - e e - + Zn (s) Zn 2+ SO 4 2- Cu (s) Zn (s) Zn 2+ SO 4 2- Cu (s) Abb. 1.3 Galvanische Zelle im Betrieb Eine galvanische Zelle kann sowohl als Spannungsquelle als auch als Stromquelle dienen. Während die gemessene Spannung vom Versuchsaufbau unabhängig ist, ist die Stromstärke je nach Versuchsanordnung sehr unterschiedlich. Sie hängt z.b. von der Oberfläche und dem Abstand der Elektroden ab. Die beschriebenen Vorgänge lassen sich auf jede andere Kombination zweier verschiedener Halbzellen übertragen. Das unedlere Metall bildet dabei immer den Minuspol, das edlere den Pluspol.

14 12 1 Die Spannungsreihe der Metalle V 1.2 Spannungsreihe der Metalle Welche Spannungen misst man bei der Kombination verschiedener Redoxpaare mit Metall-Atomen als Elektronen-Donatoren? Um die Spannung unterschiedlicher Redoxpaare zu bestimmen kombiniert man je zwei Halbzellen aus verschiedenen Metallen und den entsprechenden Salz-Lösungen zu galvanischen Zellen und misst die Spannung zwischen den Metall-Elektroden. Unter Standardbedigungen beträgt die Konzentration des Metall-Ions in Lösung 1 mol L -1. Versuchsanleitung Geräte ml Bechergläser Elektroden aus Eisen, Kupfer, Silber und Zink Kabel Spannungsmessgerät Filterpapier Chemikalien Eisen(II)sulfat-Lösung c = 0,1 mol L -1 w 25%: Xn 20%<w<25%:Xi Kupfer(II)sulfat-Lösung c = 0,1 mol L -1 Silbernitrat-Lösung c = 0,1 mol L -1 R: 22 S 24/25 N w 25%: Xn c = 0,1 mol L -1 : R 52/53 S 61 N w< 10%: C 5% w<10%: Xi Zinksulfat-Lösung c = 0,1 mol L -1 c = 0,1 mol L -1 : R 52/53 S 61 N Pulver: Xn, N Kaliumnitrat-Lösung, konzentriert c = 0,1 mol L -1 : R 52/53 S 61 Durchführung In 4 Bechergläsern werden 4 Halbzellen jeweils aus Metall und zugehöriger Metallsalz-Lösung hergestellt. Jeweils zwei Halbzellen werden zu galvanischen Zellen verbunden, indem die Lösungen mit einem in konzentrierte Kaliumnitrat-Lösung getauchtes Filterpapier verbunden werden, hierzu wird das fünfte BG verwendet. Die Spannung zwischen den Elektroden bei allen Halbzellen- Kombinationen wird gemessen. Entsorgung Die Salzlösungen werden in die Vorratsgefäße zurückgegeben, da sie für weitere Versuche verwendet werden können. Aufgaben A 1.6 Legen Sie eine Wertetabelle an und tragen Sie die gemessenen Spannungen für alle Halbzellen-Kombinationen ein. Markieren Sie, welche der Halbzellen den Plus- bzw. Minus-Pol bildet!

15 1 Die Spannungsreihe der Metalle 13 A 1.7 Vergleichen Sie die gemessenen Spannungen zwischen verschiedenen Halbzellen mit der Lage der Metalle in der Redoxreihe. A 1.8 Formulieren Sie für die hergestellten galvanischen Zellen die entsprechenden Zellendiagramme (Info: s.u.)! A 1.9 Formulieren Sie für jede dieser galvanischen Zellen die Reaktion, die bei Betrieb der Zellen abläuft, d.h. wenn zwischen beiden Halbzellen Strom fließt. Info Zelldiagramme Zelldiagramme sind eine knappe Darstellungsmöglichkeit für galvanische Elemente. Ein Diagramm der beiden Metalle Me1 und Me2 wird folgendermaßen geschrieben: Me1/Me1 z+ // Me2 x+ /Me2. Die Donator-Halbzelle wird links, die Akzeptor-Halbzelle wird rechts vom Doppelschrägstrich geschrieben. Der Doppelschrägstrich deutet die poröse Trennwand zwischen den Halbzellen bzw. die Elektrolytbrücke an.

16 14 2 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle V 2.1 Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen und ihren Ionen Geräte 5 RG mit passenden Stopfen RG-Ständer 5 Pipetten Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c = 0,1 mol L -1 ) Kaliumbromid-Lösung (c = 0,1 mol L -1 ) Kaliumiodid-Lösung (c = 0,1 mol L -1 ) Tropfflasche mit Chlorwasser (verd.) Tropfflasche mit Bromwasser (verd.) - R: - S: - - R:- S:- - R:- S:- Xn N Xn N 3%<w<20% R S: T+, C, N: R: S: 7/9, 26, 45, 61 Iod-Kaliumiodid-Lösung (1:10 verdünnte Standard-Lösung) Heptan F Xn 0,1%<w<1% Xn R: S: Versuchsanleitung Fakultativer Vorversuch: wenn Sie die Farben der elementaren Halogene in Wasser und in organischen Lösungsmitteln nicht kennen, so geben sie 1 ml Chlorwasser, Bromwasser und Iod- Kaliumiodidlösung jeweils in ein RG und notieren den Farbeindruck. Dann versetzen Sie die Lösungen mit etwas Heptan schütteln diese und notieren wiederum Ihre Farbeindrücke in der Heptanschicht. R: /53 S: Durchführung a. Jeweils ca. 1 ml (1 cm) der gegebenen Salzlösungen wird gemäß der Abb. mit einer Pipette in die Reagenzgläser gegeben und dann mit ca. 1mL der angegebenen Halogenlösungen versetzt. Notieren Sie Ihre Beobachtungen in der Tabelle! Cl 2 -Wasser Cl 2 -Wasser Br 2 -Wasser KI I 2 -Lösung KI I 2 -Lösung KBr(aq) KI(aq) KI(aq) KCl(aq) KBr(aq)

17 2 Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle 15 b. In jedes der RG wird mittels Pipette ca. 1 ml Heptan gegeben, mit einem Stopfen verschlossen und gut geschüttelt. Notieren Sie Ihre Beobachtungen in die Tabelle! Entsorgung Entsorgen Sie den Inhalt der RG in die bereitgestellte Flasche und spülen Sie die RG mit Wasser aus. Zu dem Versuch und den Aufgaben gibt es in Kapitel 7 eine Auswertungshilfe! Aufgaben A 2.1 Deuten Sie Ihre Beobachtungen und formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die stattfindenden Reaktionen. A 2.2 Begründen Sie, welches Versuchsergebnis Sie erhalten würden, wenn Sie Kaliumchlorid- Lösung mit Bromwasser versetzen! A 2.3 Begründen Sie, was sich beobachten ließe, wenn statt der Heptanzugabe die Lösungen in den Reagenzgläsern jeweils mit einer verdünnten Stärkelösung versetzen würden! A 2.4 Ordnen Sie die Redoxpaare der Halogene (X 2 + 2e - 2 X - ) nach steigendem Oxidationsvermögen der Halogenmoleküle. A 2.5 Erläutern Sie, wodurch sich die Redoxpaare der Metalle von denen der Nichtmetalle unterscheiden! A 2.6 Markieren Sie bei A 2.1 jeweils den Reaktionspartner, der als Donator fungiert!

18 16 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode Info Da in der Spannungsreihe der Metalle nur die Potentialdifferenzen gemessen werden können, benötigt man einen Bezugspunkt eine Nullmarke. In der Praxis ist man übereingekommen, als Bezugssystem die Standard-Wasserstoff-Elektrode festzulegen, in der das Redoxpaar vorliegt: H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e - Da man keine Elektrode aus Wasserstoffgas bauen kann, verwendet man eine Elektrode aus einem inerten 2 platinierten 3 Platin-Blech, das in Salzsäure mit der Oxonium-Ionen- Konzentration c(h 3 O + ) = 1 mol L -1 von Wasserstoffgas unter Atmosphärendruck (p = 1013 hpa) umspült wird. Die poröse Oberfläche des platinierten Platins adsorbiert Wasserstoff, der so für das Redoxpaar bereitgestellt wird. Für das Potential der Standard-Wasserstoff-Elektrode hat man festgelegt: E (H 2 /2H 3 O + ) = 0 V Wasserstoff p(h 2)=1013 hpa Platin- Elektrode o o o o o o o Elektrolytbrücke Abb. 3.1 Aufbau der Standard- Wasserstoffelektrode Säure-Lösung c(h 3O + )=1mol/l Die unter Standard-Bedingungen, d.h. Druck (1013 hpa), Temperatur (25 C), Konzentration (1 mol/l), gemessene Potentialdifferenz zwischen einer Me/Me z+ -Halbzelle und der Standard- Wasserstoff-Halbzelle bezeichnet man als Standard-Elektroden-Potential. Ein Redoxpaar, das gegenüber der Standard-Wasserstoff-Elektrode den elektrisch negativen Pol bildet, erhält einen negativen Potentialwert, ein Redoxpaar, das gegenüber der Wasserstoff- Elektrode den elektrisch positiven Pol bildet, erhält einen positiven Potentialwert. V 3.1 Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials einer Zn/Zn 2+ - Halbzelle mithilfe der Standard-Wasserstoff-Elektrode Geräte U-Rohr (dreischenklig) 2 Platin-Elektroden Zink-Elektrode Spannungsquelle Spannungsmessgerät Chemikalien Salzsäure-Lösung (c = 1 mol L -1 ) w>25%: C 10%<w<25%: Xi Zinksulfat-Lösung (c = 1 mol L -1 ) Xi, N R: 41-51/53 S: inert bedeutet reaktionsträge, reaktionsunfähig, chemisch inaktiv. Unter Platinieren versteht man den Vorgang, dass ein Platin-Blech mit einer fein verteilten Platin-Schicht überzogen wird. Dies erreicht man durch Elektrolyse einer Platinchlorid-Lösung an einer Platin-Kathode.

19 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 17 Durchführung Der Versuch muss unter dem Abzug durchgeführt werden! Herstellung einer vereinfachten Wasserstoff-Elektrode durch Elektrolyse - Zwei Schenkel des dreischenkligen U-Rohrs werden mit Salzsäure-Lösung, der dritte Schenkel wird mit Zinksulfat-Lösung gefüllt. - In die Salzsäure-Lösungen werden die Platin-Elektroden getaucht, in die Zinksulfat-Lösung die Zink-Elektrode. - Dann elektrolysiert man die Salzsäure-Lösung 1 Minute bei 4 V Gleichspannung. Der entstehende Wasserstoff haftet an der Platinoberfläche bzw. wird vom Platin gespeichert. Bestimmung des Standard-Elektroden-Potentials der Zn/Zn 2+ -Halbzelle - Die Wasserstoff-Elektrode wird anschließend mit der Zink-Elektrode über ein Spannungsmessgerät verbunden und die Spannung wird gemessen. Entsorgung Die Lösungen können für mehrere Versuche benutzt werden, vorausgesetzt es wird sauber gearbeitet und die Fritten sind einigrmaßen dicht. Zur endgültigen Entsorgung müssen die Lösungen später zu den anorganischen Abfällen gegeben werden. (Hierzu Absprache mit der Lehrperson treffen!) Aufgaben A 3.1 Zeichnen Sie den Versuchsaufbau für die Elektrolyse. - An welcher Elektrode entsteht bei der Elektrolyse der Salzsäure der Wasserstoff? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. A 3.2 Vergleichen Sie die vereinfachte Wasserstoff-Elektrode mit der Standard-Wasserstoff- Elektrode vom Informationsblatt. Nennen Sie Gemeinsamkeiten und Unterschiede. A 3.3 Benennen Sie bei dem galvanischen Element Pluspol, Minuspol, Kathode und Anode. (Hinweis: Zink hat ein größeres Reduktionsvermögen als Wasserstoff). Formulieren Sie die Kurzschreibweise für das galvanische Element. A 3.4 Formulieren Sie für das galvanische Element die Reaktionen an den Elektroden. A 3.5 Entscheiden Sie, ob das Standard-Elektroden-Potential der Zn/Zn 2+ -Halbzelle positiv oder negativ ist. Begründen Sie möglichst präzise!

20 18 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene V 4.1 Galvanisches Element aus einer Wasserstoff- und einer Chlor-Halbzelle Versuchsanleitung Geräte U-Rohr Graphit-Elektroden Stativmaterial Spannungsquelle mit Kabel Messgerät Chemikalien Salzsäure (c = 1 mol L -1 ) w>25%: C 10%<w<25%: Xi Durchführung Der Versuch muss unter dem Abzug durchgeführt werden! Das U-Rohr wird am Stativ befestigt und mit ca. 50 ml Salzsäure befüllt, so dass beide Elektroden einige Zentimeter in die Lösung eintauchen. Sie werden mit der Spannungsquelle (Gleichstrom) verbunden, es wird ca. 2 min lang mit ungefähr 5 V elektrolysiert. Unmittelbar nach der Elektrolyse wird die Spannung zwischen den Elektroden gemessen. Lassen Sie den Versuch für nachfolgende Gruppen stehen, wenn noch in dieser Unterrichtsstunde gemessen werden kann! Auswertung A 4.1 Beobachten Sie, was sich an den Elektroden abspielt. Riechen Sie vorsichtig am Pluspol. A 4.2 Formulieren Sie die Reaktionen, die bei der Elektrolyse der Salzsäure an den beiden Polen ablaufen. A 4.3 Bestimmen Sie aus der gemessenen Spannung das Redoxpotential für die Chlor-Halbzelle! Begründen Sie Ihren Lösungsweg! V 4.2 Spannungsermittlung zwischen Halogenhalbzellen Versuchsanleitung Geräte 3 U-Rohre mit Fritte 3 Bechergläser 6 Graphit-Elektroden mit Stopfen 3 Stative mit Klammer 2 Kabel und Messgerät Chemikalien Kaliumchlorid-Lösung (c = 2 mol L -1 ) - R: - S: - Kaliumbromid-Lösung (c = 2 mol L -1 ) - R: - S: - Kaliumiodid-Lösung (c = 2 mol L -1 ) - R: - S: - Chlorwasser (verd.) Xn N 3%<w<20% R S:

21 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene 19 Durchführung Bromwasser (verd) Xn N T+, C, N: R: S: 7/9, 26, 45, 61 0,1%<w<1% Xn Iod-Kaliumiodid R: S: Es muss unter dem Abzug gearbeitet werden! In den drei Bechergläsern werden jeweils 25 ml Halogenwasser mit 25 ml Halogenid-Lösung versetzt. (Kaliumchlorid-Lösung / Chlorwasser, Kaliumbromid-Lösung / Bromwasser und Kaliumiodid-Lösung / Iod-Iodkalium- Lösung). Die drei U-Rohre werden mit folgenden Halbzellenkombinationen befüllt: 1. 2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl I - /I 2 //Br 2 /2Br - Die Öffnungen werden mit den Elektroden mit durchbohrten Stopfen verschlossen. Die Messung der drei Galvanischen Elemente kann nun auch außerhalb des Abzugs erfolgen. Lösen Sie die Kabel und lassen Sie den Versuch für nachfolgende Gruppen stehen, wenn noch in dieser Unterrichtsstunde gemessen werden kann! Auswertung/Aufgaben A 4.4 Notieren Sie Ihre ermittelten Spannungswerte in die Tabelle: Galvanische Zelle 2Br - /Br 2 //Cl 2 /2Cl - 2I - /I 2 //Cl 2 / 2Cl - 2I - /I 2 //Br 2 /2Br - Zellspannung / V A 4.5 Berechnen Sie mit Hilfe Ihrer Lösung zu A 4.3 die Redoxpotentiale der 3 Halogenhalbzellen und vergleichen Sie diese mit den Literaturwerten. A 4.6 Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen der Elektrolyse-Zelle und der Galvanischen Zelle. A 4.7 Die direkte Bestimmung des Redoxpotentials von Chlor kann experimentell noch auf einem anderen Weg erfolgen als über die Elektrolyse von Salzsäure. Beschreiben Sie diesen Versuch. A 4.8 Stellen Sie eine begründete Hypothese auf, ob die Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung der Stoffmengenkonzentration von c = 1 mol L -1 bei gleichen Versuchsbedingungen nach der Elektrolyse die gleiche Spannung zwischen den Elektroden liefert wie Salzsäure mit der Konzentration 1 mol L -1! A 4.9 Ließe sich das Redoxpotential eines Halogens auch mit einer Metallhalbzelle bestimmen? Wenn nein, warum nicht? Wenn ja, beschreiben Sie die Versuchsdurchführung und die anschließende Berechnung.

22 20 5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 5.1 Konzentrationsabhängigkeit der Potentiale Es stellt sich natürlich die Frage, welchen Einfluss die Konzentrationen der eingesetzten Metallsalzlösungen auf die Elektrodenpotentiale hat. V 5.1 wurde nach der unten stehenden Anleitung vor mindestens einer Woche angesetzt. Lesen Sie sich zunächst die Anleitung sorgfältig durch und lösen Sie dann die Aufgaben. Achtung: auf keinen Fall darf das RG stark bewegt oder gar geschüttelt werden! V 5.1 Zinkblech in Zinksulfatlösung mit Konzentrationsgefälle Versuchsanleitung (Lehrerversuch) Geräte Reagenzglas Chemikalien Zinkblech R: - S: - Zinksulfat (ZnSO 4 ) Xn N R: /53 S: Durchführung In dem Reagenzglas wir festes Zinksulfat ca. 2 cm hoch eingefüllt und mit einem Glasstab festgedrückt. Dann wird ein Zinkblechstreifen hineingestellt und vorsichtig Wasser hineingeschichtet. Das RG wird mit einem Stopfen verschlossen, der Aufbau bleibt mindestens eine Woche stehen. Entsorgung Schwermetallabfälle, darf keinesfalls in die Kanalisation gelangen! (wird vom Lehrer gemacht, bitte den Versuch für die nächsten Gruppen stehen lassen) Aufgaben A 5.1 Beschreiben Sie möglichst präzise Ihre Beobachtungen. A 5.2 Deuten Sie diese Beobachtungen! A 5.3 Begründen Sie, inwiefern es sich um eine Elektronenübertragungsreaktion/Redox-Reaktion handelt! (Hilfsfrage: Wo kommen die Elektronen her? ) A 5.4 Entwickeln Sie eine Möglichkeit, wie der Elektronenfluss nutzbar oder wenigstens messbar gemacht werden kann!

23 5 Hinführung zur Nernst-Gleichung Konzentrationszellen Um einen Elektronenfluss nutzbar bzw. messbar zu machen müssen die Oxidation und die Reduktion räumlich voneinander getrennt und die beiden Halbzellen über einen Verbraucher resp. ein Spannungsmessgerät miteinander verbunden werden. V 5.2 Konzentrationszelle Geräte z.b. U-Rohr mit Fritte Chemikalien Zinkblech R: - S: - Zinksulfat (ZnSO 4 ) Xn N R: /53 S: Durchführung In dem U-Rohr werden die beiden Schenkel mit einer konzentrierten und einer stark verdünnten Zinksulfat-Lösung befüllt, jeweils ein Zinkblech eingetaucht und die Spannung gemessen. Entsorgung Die Lösung ist Schwermetallabfall, sie darf keinesfalls in die Kanalisation gelangen! (wird vom Lehrer entsorgt, bitte den Versuch für die nächsten Gruppen stehen lassen) A 5.5 Machen Sie sich vor Anschluss des Messgerätes klar, welche Polung Sie erwarten! A 5.6 Deuten Sie ausführlich die Versuchsergebnisse! Benennen Sie: Akzeptor/Donator; Oxidation/Reduktion; Plus-/Minus-Pol. A 5.7 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen.

24 22 5 Hinführung zur Nernst-Gleichung 5.3 Konzentrationsketten Nun sollen diese Phänomene quantitativ untersucht werden. Dazu können Sie entweder selber eine Verdünnungsreihe ansetzen, dies ist aber nicht ganz einfach und erfordert sehr genaues Arbeiten sowie einigen Zeitaufwand. Wenn Sie weniger Zeit haben, sollten Sie auf jeden Fall die fertigen Lösungen verwenden. Der Versuch V 5.4 Konzentrationskette sollte auf jeden Fall durchgeführt werden. V 5.3 Verdünnungsreihe Geräte Becherglas Vollpipette 2 ml Messzylinder 20 ml Chemikalien Silbernitratlösung, c = 1 mol L -1 C N w> 10%: C 5% w<10%: Xi c = 1 mol L -1 : R 34-51/53 S 26-36/37/ Kaliumnitratlösung, c= 0,1 mol L -1 R: S: Durchführung 20 ml Silbernitratlösung werden abgemessen, hiervon werden 2 ml entnommen und mit Kaliumnitratlösung auf 20 ml aufgefüllt. Auf diese Weise werden Silbernitratlösungen der Konzentrationen c= 0,1 mol L -1 ; c= 0,01 mol L -1 ; c= 0,001 mol L -1 ; c= 0,0001 mol L -1 hergestellt. Entsorgung Die Lösungen werden in V 5.4 Konzentrationskette verwendet. V 5.4 Konzentrationskette Geräte Elektrochemiekasten oder geteilte Petrischalen, Silberelektroden Chemikalien Silbernitratlösungen c = 0,1 mol L -1 c = 0,01 mol L -1 c = 0,001 mol L -1 c = 0,0001 mol L -1 C N w< 10%: C 5% w<10%: Xi c = 0,1 mol L -1 : R 52/53 S 61 Durchführung Die Lösungen werden in den Elektrochemiekasten gefüllt und alle gegeneinander mit Silberelektroden zügig gemessen! Die Elektroden müssen zwischen den verschiedenen Messungen jeweils abgespült und getrocknet werden. Notieren Sie die Messwerte. Entsorgung Schwermetallabfälle, dürfen keinesfalls in die Kanalisation gelangen! Silbersalzhaltige Lösungen werden gesondert gesammelt. Die Ergebnisse dieser Versuche werden im Unterricht besprochen, deshalb gibt es hierzu keine Aufgaben mehr. Wenn die anderen Gruppen noch arbeiten und Zeit benötigen, können Sie das fakultative Kapitel 6 bearbeiten!

25 23 6 Historische und klassische Elemente 6.1 Volta-Element Die Geschichte der Elektrochemie begann Ende des 18. Jahrhunderts mit den Arbeiten des Mediziners Galvani (vgl. 3.1) und des Physikers Alessandro Volta ( ). Mit der Voltaschen Säule war er in der Lage, kontinuierlich starke Ströme zu erzeugen. Die Säule bestand aus Kupfer- und Zinkplatten, die durch Filzscheiben (mit Elektrolytflüssigkeit) voneinander getrennt waren. Jedes einzelne Zn/Filz/Cu-Element besitzt eine Spannung von ungefähr 0,75 V. Durch Stapeln von Einzelelementen zu einer Säule und Hintereinanderschalten erreichte er mehr als 100 V Spannung. V 6.1 Modellversuch zum Volta-Element Geräte U-Rohr, Trichter, Zink-Elektrode, Kupfer-Elektrode, Verbindungskabel, Spannungsmessgerät, Stativ mit Klammer, Schutzbrille Chemikalien verd. Schwefelsäure C w>15%:c 5%<w<15%:Xi Durchführung R: 36/38 S: Fülle das am Stativ befestigte U-Rohr mit verd. Schwefelsäure und tauche die Elektroden ein. Miss die Spannung zwischen den Elektroden Verbinde Kupfer- und Zinkelektrode über ein Kabel leitend miteinander Miss nach einigen Minuten erneut die Spannung zwischen den Elektroden Entsorgung Entsorge die Schwefelsäure in das Gefäß mit Säuren und Laugen, spüle die Elektroden mit Wasser. Aufgaben A 6.1 Erklären Sie die Gasentwicklung an der Zink- und Kupferelektrode einerseits beim Eintauchen in die Schwefelsäure und andererseits bei Stromfluss in der Zelle. A 6.2 Erklären Sie das Auftreten einer Spannung von zunächst U = 1,1 V zwischen den Elektroden beim Eintauchen in die Schwefelsäure. A 6.3 Begründen Sie, warum nach Stromfluss die Spannung des Volta-Elements sinkt. A 6.4 Informieren Sie sich über den Aufbau des Daniell-Elements und vergleichen Sie die Reaktionen im Daniell- und im Volta-Element. Zusatzinformationen: Tabelle mit Standardpotentialen

26 24 6 Historische und klassische Elemente 6.2 Die Zitronenbatterie Batterien können auf Knopfdruck elektrischen Strom liefern. Eine Batterie kann aber auch mithilfe von Obst- und Gemüsesorten hergestellt werden. V 6.2 Herstellung von Zitronenbatterien mit unterschiedlicher Energie Geräte metallische Gegenstände: Nägel, Schrauben (keine Legierungen; gleiche Oberfläche, die in die Frucht eintaucht) aus Zink (5x), Kupfer (5x), Messer 6 Elektrokabel 12 Krokodil-Klemmen Spannungsmessgerät (Voltmeter) niedrigohmiger Elektromotor Kopfhörer alter Wecker Chemikalien, Materialien mindestens 5 Zitronen Versuch a (obligatorisch) Der Versuch wird entsprechend der Abb. 6.1 aufgebaut! Zwei metallische Gegenstände werden in einem Abstand von 1 cm in die Zitrone gesteckt, sie dürfen sich dabei nicht berühren! Dazu wird die Schale der Frucht an zwei Stellen eingeritzt und jeweils zwei Gegenstände hineingesteckt. Die Gegenstände werden durch Krokodil-Klemmen mit den Kabeln und dem Voltmeter verbunden. Spannung und Stromstärke werden sofort abgelesen. Für eine neue Kombination von Gegenständen verwendet man nach Möglichkeit eine neue Zitrone oder steckt nach Entfernen der alten Gegenstände in möglichst großem Abstand zu den bisherigen Einstichstellen die neuen Gegenstände in dieselbe Zitrone. Abb. 6.1 Aufbau Zitronenbatterie Versuch b (Klärungsversuch) (obligatorisch) Ein Becherglas wird mit konzentrierter Zitronensäure-Lösung gefüllt. Zwei Gegenstände werden aus der Zitrone gezogen und über ein Kabel mit zwei Krokodil- Klemmen direkt miteinander verbunden und in die Lösung getaucht, ohne dass sie sich berühren. Versuch c (Ergänzungsversuch) (fakultativ) Die bestehende Spannung kann zusätzlich nachgewiesen werden, indem der Stecker des Kopfhörers an die beiden Bleche gehalten wird. (Auf Anschlussbereiche achten!)

27 6 Historische und klassische Elemente 25 Versuch d (Zusatzversuch) (fakultativ) Cracks haben die Möglichkeit, wenn sie den Versuch a und b durchgeführt sowie die Arbeitsaufträge 1-4 gelöst haben, mehr Energie mithilfe von Zitronenbatterien zu liefern. Mit dieser kann ein alter batteriebetriebener Wecker funktionstüchtig gemacht werden. Es wird ein Versuch wie Versuc 1 aufgebaut, nur werden mehrere Zitronen so hintereinandergeschaltet, dass im Stromkreis Gegenstände aus Zink und Kupfer in der Reihenfolge immer abwechseln. Entsorgung Die Metalle werden wiederverwendet und die Zitronen im Hausmüll entsorgt. Sicherheitshinweis: Das Obst darf nach dem Versuch auf keinen Fall mehr gegessen werden! Arbeitsaufträge: A 6.5 Führen Sie die obligatorischen Versuche a und b durch und notieren Sie Ihre Beobachtungen! A 6.6 Zeichnen Sie die Vorgänge, die in der Zitronen-Batterie ablaufen, in die Skizze des Versuchsaufbaus ein! (Nehmen Sie zunächst an, dass sich ein Gegenstand aus Zink und einer aus Kupfer in der Zitrone befindet!) A 6.7 Notieren Sie die Oxidations- und Reduktionsgleichungen bei der Kombination der verschiedenen Gegenstände und fassen Sie die Vorgänge anschließend in einer Redoxgleichung zusammen! A 6.8 Warum darf die Zitrone nach dem Versuch nicht mehr gegessen werden? A 6.9 Ordnen Sie die metallischen Gegenstände aufgrund der gemessenen Spannungen nach der Metallreihe! Stellen Sie mit Hilfe der Spannungsreihe der Metalle Vermutungen an, aus welchen Metallen die Gegenstände bestehen! A 6.10 Bei verbleibender Zeit können die fakultativen Versuche c und d durchgeführt werden. In Versuch d muss beim Hintereinander-Schalten auf die immer gleiche Reihenfolge der Zink- und Kupfergegenstände geachtet werden. Begründen Sie dies! Zu diesen Aufgaben gibt es in Kapitel 7 Lösungshilfen! Bitte verwenden Sie diese, bevor Sie in die Lösungen sehen!

28 26 7 Hilfen 7.1 Auswertungshilfe zu Kapitel 2: Erweiterung der Spannungsreihe I: Nichtmetalle Zu Versuch V 2.1 a : KBr(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Br 2 (aq) KCl(aq) + I 2 (aq) KBr(aq) + I 2 (aq) Zu Versuch V 2.1 b : KBr(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Br 2 (aq) KCl(aq) + I 2 (aq) KBr(aq) + I 2 (aq) Zu A 2.1 Deuten Sie Ihre Beobachtungen, indem Sie die Reaktionsgleichungen aufstellen und dahinter jeweils eine Kurzbegründung geben: KBr(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Cl 2 (aq) KI(aq) + Br 2 (aq) KCl(aq) + I 2 (aq) KBr(aq) + I 2 (aq) 7.2 Auswertungshilfen zu Kapitel 4 Erweiterung der Spannungsreihe II: Ermittlung der Redoxpotentiale der Halogene Zu diesem Kapitel können Sie von Ihrer Lehrkraft Hilfekarten bekommen!

29 7 Hilfen Abgestufte Lösungshilfen zu Kapitel 6.2 Die Zitronenbatterie Hinweis zur Verwendung der Hilfen: Ziehen Sie immer nur eine der Hilfen zur Lösung heran, erst wenn Sie nicht mehr weiterkommen verwenden Sie die nächste Hilfe! H 6.1 Kennzeichnen Sie die Anode und Kathode! Begründen Sie die Zuordnung der Pole durch die Stellung der beiden Metalle in der Metallreihe! H 6.2 Ziehen Sie die Vorgänge, die im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran! H 6.3 Damit Sie alle Reaktionen an den Elektroden erklären können, überlegen Sie, warum die Zitrone lustig macht! Welches Ion liegt also im Zitronensaft vor? H 6.4 Die Knallgasprobe mit dem - vor allem an der Kathode entstehenden - Gas fällt positiv aus. H 6.5 Das Kupfer reagiert nicht. H 6.6 Der Gegenstand aus Zink löst sich langsam auf. H 6.7 Ziehen Sie die Vorgänge, die im Daniell-Element ablaufen, zum Vergleich heran!

30 28 7 Hilfen 7.4 Lösungen - Antworten zu den abgestuften Hilfen 7.3 zu H 6.1 Zink ist unedler als Kupfer und hat daher ein größeres Bestreben Elektronen abzugeben. Die Zinkelektrode bildet die Anode (Minus-Pol), an der die Oxidation stattfindet. Die Kupferelektrode bildet die Kathode (Plus-Pol), an der die Reduktion stattfindet. zu H 6.3 Der Zitronensaft enthält u.a. Zitronensäure, die mit Wasser zur Bildung von Oxonium-Ionen (H Ionen) führt. zu H 6.4 Durch die Reduktion der Oxonium-Ionen entstehen Wasserstoff-Moleküle, die mit Hilfe der Knallgasprobe nachgewiesen werden können. zu H 6.6 Die Zink-Atome geben zwei Elektronen ab und gehen als Zink (Zn 2+ ) - Ionen in Lösung. Daher verringert sich die Anzahl der Zink-Atome des Gegenstandes. zu H 6.7 Die Pole sind in Analogie zum Daniell-Element zuzuordnen, wobei folgende Vorgänge ablaufen. Die Vorgänge am Zink-Gegenstand entsprechen der Zink-Halbzelle des Daniell-Elementes. Minus-Pol: Anode (Oxidation): Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Das Fehlen der Zinksulfat-Lösung ist nicht entscheidend, da die Zink-Ionen auch im Daniell- Element kaum einen Einfluss haben. Am Kupfer-Gegenstand werden nicht Kupfer-Ionen sondern Oxonium-Ionen reduziert. Plus-Pol: Kathode (Reduktion): 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l)

31 29 8 Lösungen A 1.1 Beobachtungen: Eisen(II)sulfat-Lsg. Kupfersulfat-Lsg. Silbernitrat-Lsg. Eisen Rötlicher Belag auf dem Blech Schwarzer Belag auf dem Blech Kupfer Keine Veränderung Schwarzer Belag auf dem Blech Silber Keine Veränderung Keine Veränderung A 1.2 Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) Reduktion: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s) Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s) Oxidation: Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s) Reduktion: 2 Ag + (aq) + 2e - 2 Ag(s) Oxidation: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e - A 1.3 Metallreihe: Eisen Kupfer Silber Eisen wird am leichtesten oxidiert, Silber am schwersten. Silber ist das Metall in dieser Reihe mit dem stärksten Oxidationsvermögen, Eisen ist das Metall in dieser Reihe mit dem stärksten Reduktionsvermögen. A 1.4 Zink ist unedler als Silber. Wenn man nun also eine Zink-Perle in eine Silbernitrat-Lösung gibt, wird sich auf der Zink-Perle ein schwarzer Belag abscheiden. Es findet folgende Reaktion statt: Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s) In der Metallreihe steht Zink vor Eisen: Zink Eisen Kupfer Silber A 1.5 Metallreihe mit Wasserstoff: Zink Eisen Wasserstoff Kupfer Silber A 1.6 Fe/Fe 2+ Cu/Cu 2+ Ag/Ag + Zn/Zn 2+ 0,35 V 1,11 V 1,56 V Fe/Fe 2+ 0,76 V 1,21 V Cu/Cu 2+ 0,45 V A 1.7 Das edlere Metall bildet jeweils den Pluspol, das unedlere den Minuspol. Je weiter die Redoxpaare in der Redoxreihe auseinander stehen, desto größer ist die Spannung zwischen den betreffenden Halbzellen. Entsprechende Spannungen lassen sich addieren. So ist beispielsweise die Spannung der Zink-Silber-Zelle gleich der Summe der Spannungen der Zink-Eisen-Zelle und der Eisen-Silber-Zelle.

32 30 8 Lösungen A 1.8 Zn/Zn 2+ //Fe 2+ /Fe Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu Zn/Zn 2+ //Ag + /Ag Fe/Fe 2+ //Ag + /Ag Cu/Cu 2+ //Ag + /Ag In den galvanischen Zellen stellt Zink als unedelstes Metall immer den Minus-Pol, d.h. die Donator-Halbzelle, die Silber-Elektrode immer den Pluspol dar, d.h. die Akzeptor-Halbzelle. A 1.9 Zn(s) + Fe 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Fe(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Zn(s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s) Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) Fe(s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag(s) Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s) A 2.1 KBr(aq) + Cl 2 (aq) Br 2 (aq) + KCl(aq) Chlor setzt aus einer Bromid-Ionen-Lösung Brom frei. Brom hat also ein geringeres Oxidationsvermögen als Chlor. KI(aq) + Cl 2 (aq) I 2 (aq) + KCl(aq) Chlor setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen als Iod. KI(aq) + Br 2(aq) I 2 (aq) + KBr(aq) Brom setzt aus einer Iodid-Ionen-Lösung Iod frei, hat also ein größeres Oxidationsvermögen als Iod. KCl(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres Oxidationsvermögen als Chlor hat. KBr(aq) + I 2 (aq) keine Reaktion, da Iod ein geringeres Oxidationsvermögen als Brom hat. A 2.1 Es findet keine Reaktion statt. A 2.3 Bei den Reagenzgläsern, in denen Iod entstanden ist, wird eine intensive Blaufärbung sichtbar. Diese Blaufärbung beruht auf einer Einschlussverbindung zwischen Iod und Stärke, man nennt sie Iodstärkereaktion. A 2.4 Iod Brom Chlor (- Fluor) A 2.5 Bei den Metallen liegt die oxidierte Form als Ion vor (z.b. Cu 2+ ), bei den Nichtmetallen liegt die reduzierte Form als Ion vor (z. B. Cl - ). A 2.6 siehe 2.1 A 3.1 An der Kathode (Minuspol) entsteht Wasserstoff. 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) A 3.2 Gemeinsamkeiten: Platin-Elektrode Säure-Lösung Unterschied: Wasserstoff wird durch Elektrolyse hergestellt (einfacher handhabbar als Zufuhr durch eine Gasflasche). A 3.3 Pluspol (Kathode): 2H 3 O + /H 2 (Pt) Minuspol (Anode): Zn/Zn 2+ Kurzschreibweise: Zn/Zn 2+ //2H 3 O + /H 2 (Pt) A 3.4 Kathode: 2 H 3 O e - H H 2 O