4. Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14

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1 4. Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14 Teil des Moduls MN-C-AlC S. Sahler, M. Wolberg

2 Redox-Titration Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder reduzierenden Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion) Häufige Methoden: Bromatometrie Manganometrie Cerimetrie Iodometrie Kaliumdichromat-Methode

3 Praktikum: Aufgabe 12 Manganometrische Bestimmung von Eisen nach Reinhardt-Zimmermann Vor dem Versuch Ansetzen einer 0,1 N KMnO 4 -Maßlösung (Aufgabe 9 (I)) Aufbewahrung in brauner Flasche Versuchsdurchführung Lösen des erhaltenen Feststoffes in einem 100 ml-meßkolben Entnahme von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe Redoxtitration der Analyse mit KMnO 4 -Maßlösung Jeweils 2 ml verdünnte Salzsäure und 10 ml Reinhardt-Zimmermann-Lösung (steht aus) zugeben Dreimalige Versuchsdurchführung

4 Praktikum: Aufgabe 9 (I) Ansetzen der 0,1 N KMnO 4 -Maßlösung 0,1 N KMnO 4 = 0,02 M KMnO 4 (im Sauren Redoxäqivalent: 1/5 KMnO 4 ) Spuren von Staubteilchen und anderen organischen Verunreinigungen führen zur Bildung von Braunstein (MnO 2 ) Abkochen und Filtrieren über Glasfiltertiegel keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren Einstellen der Maßlösung durch Titration von Natriumoxalat Reaktion im Sauren: 2 MnO C 2 O H + 2 Mn CO H 2 O Na 2 C 2 O 4 im Trockenschrank (ca. 220 C) trocknen Getrocknetes Na 2 C 2 O 4 auf Analysenwaage abwiegen Probe ansäuern (je 5 ml verd. H 2 SO 4 ) In der Hitze (ca. 80 C) titrieren Endpunkt: Rosafärbung durch MnO 4- bleibt kurzzeitig bestehen

5 Praktikum: Aufgabe 12 Redoxtitration Redoxreaktion: Am Äquivalenzpunkt gilt: 1 n (Fe 2+ ) = 5 n (MnO 4- ) 5 Fe MnO H + 5 Fe Mn H 2 O Hinweise Die gelöste Probe muss sehr bald titriert werden Fe 2+ -Ionen werden in wässriger Lösung schnell oxidiert Zugabe von Reinhardt-Zimmermann-Lösung verhindert die Oxidation von Chlorid- Ionen und erleichtert die Endpunkterkennung Endpunkt: Die Rosafärbung durch überschüssiges MnO 4- bleibt kurzzeitig bestehen

6 Praktikum: Aufgabe 12 Auswertung Redoxreaktion: Am Äquivalenzpunkt gilt: 1 n (Fe 2+ ) = 5 n (MnO 4- ) 5 Fe MnO H + 5 Fe Mn H 2 O Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch n(gesucht) = 5 0,02 mol / L V Verbrauch t s. Stöchiometrie Äquivalenzpunkt Normalität (0,1 N) Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse m = n M 4 Umrechnungsfaktor gesamte Analyse!

7 Redoxtitration die Zweite Zu bestimmende Substanz wird mit einer oxidierenden oder reduzierenden Maßlösung zur Reaktion gebracht (Redoxreaktion). Häufige Methoden: Bromatometrie Manganometrie Cerimetrie Iodometrie Kaliumdichromat-Methode

8 Praktikum: Aufgabe 13 Iodometrische Bestimmung von Kupfer Vor dem Versuch Ansetzen einer 0,1 N Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung (Aufgabe 9 (II)) erst nach 1-2 Wochen titerbeständig Ansetzen einer Stärkelösung Versuchsdurchführung Entnahme von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe Redoxtitration der Analyse mit Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung Jeweils 1 ml verdünnte Schwefelsäure und 3 g Kaliumiodid zugeben Zugabe von 2-3 ml Stärkelösung kurz vor dem Endpunkt zu dessen Indikation. Dreimalige Versuchsdurchführung

9 Praktikum: Aufgabe 9 (II) Ansetzen der 0,1 N (bzw. 0,1 M) Na 2 S 2 O 3 -Maßlösung Thiosulfatlösungen können durch Zugabe von wenig Na 2 CO 3 haltbar gemacht werden, sind jedoch erst nach etwa 1-2 Wochen titerbeständig. keine Urtitersubstanz indirektes Verfahren,,Indirektes Einstellen der Maßlösung durch Titration von Kaliumiodat-Lösung IO I H + 3 I H 2 O 6 S 2 O I 2 3 S 4 O I - Titerbestimmung erst am Tag der iodometrischen Titration von Kupfer (Aufgabe 13)! ca. 250 mg KIO 3 (notieren!) auf 100 ml auffüllen und hiervon drei Proben a 25 ml entnehmen Die auf ca.100 ml verdünnten Proben mit verd. H 2 SO 4 ansäuern und ca. 3 g KI (Laborwaage) beifügen Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben

10 Praktikum: Aufgabe 13 Ansetzen einer Stärkelösung Ca. 0,5 g lösliche Stärke werden mit wenig kaltem Wasser in einer Reibschale solange verrieben, bis ein,,brei gleichmäßiger Konsistenz entsteht. Diesen,,Brei gibt man zu ca. 100 ml siedendem Wasser und kocht einige Minuten weiter. Nach Abkühlen dekantiert oder filtriert man die klare Lösung ab. Iodlösungen aus Iod und Kaliumiodid: komplexes Triiodidion I 3- (tiefbraun) auch bei starker Verdünnung noch gelb gefärbt Zusatz von Stärkelösung als Indikator (Amylose) Iod-Stärke Reaktion (tiefblaue Einschlussverbindung) Iodkonzentrationen von 10-5 mol/l erkennbar

11 Praktikum: Aufgabe 13 Redoxtitration Redoxreaktionen: 2Cu I - 2 CuI + I 2 n (Cu 2+ ) = 2 n (I 2 ) Am Äquivalenzpunkt gilt: n (Cu 2+ ) = n (S 2 O 3 2- ) I S 2 O I - + S 4 O 6 2- n (S 2 O 3 2- ) = 2 n (I 2 ) Hinweise Ein großer Überschuss an KI (ca. 3 g) ist notwendig um eine vollständige Umsetzung zu CuI und I 2 zu gewährleisten. Zur Endpunktserkennung 2-3 ml Stärkelösung hinzugeben. Der Endpunkt ist erreicht, wenn die blaue Färbung des Iod-Stärke-Komplexes vollständig verschwunden ist. Achtung: Beim längeren Stehenlassen färbt sich die Lösung infolge einer Oxidation durch Luftsauerstoff wieder blau.

12 Praktikum: Aufgabe 13 Auswertung a) Verbrauchsmittelwert berechnen Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft b) Angabe der gesamten Masse von Cu 2+ in der Probe Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch n(gesucht) = c soll V Verbrauch t Am ÄP: n (Cu 2+ ) = n (S 2 O 3 2- ) Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse m = n M 4 Umrechnungsfaktor gesamte Analyse!

13 A10: Chloridbestimmung nach Mohr Vor dem Versuch Ansetzen einer 0,1 N AgNO 3 -Maßlösung (Aufgabe 8(I)) Aufbewahrung in Braunglasflasche Ansetzen einer 5%igen K 2 CrO 4 -Indikatorlösung Versuchsdurchführung Entnahme von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe Titration der Probe mit AgNO 3 -Maßlösung Jeweils 2 ml der Indikatorlösung pro Versuchsdurchlauf Dreimalige Versuchsdurchführung! Übertitrieren nach 1. Versuchsdurchführung wichtig! Trübung der gelblichen Analysenlösung durch gefälltes AgCl: Nach Endpunkt rot-braun!

14 A8 (I): Ansetzen der 0,1 N AgNO 3 -Maßlösung Da AgNO 3 eine Urtitersubstanz ist: 0,1 N (AgNO 3 ) = 0,1 M (AgNO 3 ) c(agno 3 ) = 0,1 mol * L -1 M(AgNO 3 ) = 169,873 g mol -1 n = c V m = n M m(agno 3 ) = n(agno 3 ) * M(AgNO 3 ) n(agno 3 ) = c(agno 3 ) * V(AgNO 3 ) m(agno 3 ) = 0,1 mol * L -1 * 0,25 L * 169,873 g mol g Die Reinheit des ausstehenden AgNO 3 muss berücksichtigt werden! Bestimmung des Titers nach: m t = m ist soll

15 A10: Chloridbestimmung nach Mohr Auswertung Verbrauchsmittelwert berechnen stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft Angabe der gesamten Masse von Cl - in der Probe Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch n = c * t * soll V Verbrauch Umrechnung der Stoffmenge in die Masse: m = n*m *4 Umrechnungsfaktor gesamte Analyse!

16 A10: Chloridbestimmung nach Mohr K L K L ( AgCl) = 2*10 ( Ag 10 mol 2 L 12 2CrO4) = 4* 10 2 mol 3 L 3 M ( K CrO4) 194, 19 2 = g mol

17 Ionenaustauscher

18 Ionenaustauscher allgemein

19 Ionenaustauscher Bestimmung nach Ionenaustausch Kationen werden mit Hilfe eines Kationenaustauschers gegen H 3 O + -Ionen ausgetauscht, welche anschließend mit NaOH titriert werden. R(SO 3- ) n (H + ) n + nm + R(SO 3- ) n (M + ) n + nh + Anionen werden mit Hilfe eines Anionenaustauschers gegen OH - -Ionen ausgetauscht, welche anschließend mit H 2 SO 4 titriert werden. R(NR 3+ ) n (OH - ) n + na - R(NR 3+ ) n (A - ) n + noh -

20 Ionenaustauscher Beispiel eines Kationenaustauschers (H + -Form) Polymeres Harzgerüst Endständige anionische Gruppen Kationen ionogen gebunden sonst kein Austausch möglich

21 Ionenaustauscher Beispiel eines Anionenaustauschers (Cl - -Form) CH 3 Cl N + CH 3 H 2 C CH 3 CH 3 Cl N + CH 3 H 2 C CH 3 C C C C H C C C H 2 H H2 H2 H H2 Polymeres Harzgerüst Endständige kationische Gruppen Anionen ionogen gebunden sonst kein Austausch möglich C H 2 C H H 2 C C H 2 CH HC C H2

22 Praktikum: Aufgabe 3 Natriumbestimmung nach Kationenaustausch Vor dem Versuch: Regeneration der Säule 500 ml 3 M (sh. Skript) Salzsäure innerhalb von 15 bis 30 Minuten durch die Säule laufen lassen VE-Wasser durchlaufen lassen bis ph-wert des zugegebem VE-Wasser dem durchgelaufenen entspricht Versuchsdurchführung Aufbringen von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe auf die Säule Mit einer Durchlaufgeschwindigkeit von 5-10 ml/min durchlaufen lassen und mit VE-Wasser nachspülen bis ph-wert des zugegebem VE-Wasser dem durchgelaufenen entspricht, Flüssigkeitsspiegel immer auf Harzoberfläche absinken lassen Titration mit eigener 0,1 NaOH-Lösung mit Methylrot als Säure-Base- Indikator (Farbumschlag: rot/gelb) Dreimalige Versuchsdurchführung!

23 Praktikum: Aufgabe 3 Auswertung a) Verbrauchsmittelwert berechnen Stark abweichende Werte möglicherweise fehlerhaft b) Angabe der gesamten Masse von Na + in der Probe Berechnung der Stoffmenge über Volumenverbrauch n(gesucht) = c soll V Verbrauch t Umrechnung der Stoffmenge in (Gesamt)-Masse m = n M 4 Umrechnungsfaktor gesamte Analyse!

24 Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14 Teil des Moduls MN-C-AlC S. Sahler M.Wolberg

25 Inhalt Mittwoch, , Allgemeine Einführung in die Quantitative Analyse Glasgeräte und Zusatzausrüstung Herstellung von (Maß)lösungen Montag, , 8-10 Uhr, HS III Gravimetrie: A5/A6 Montag, , 8-10 Uhr, HS III Titrimetrie I: A10,A2 Montag, , 8-10 Uhr, HS III Titrimetrie II: A3/A11/A12/A13 Montag, , 8-10 Uhr, HS III Physikalische Methoden A4/A7

26 Physikalische Methoden - Optische Methoden (A4) - Elektroanalyse (A7)

27 Optische Methoden A4 Bsp. Messung der Farbintensität von Lösungen Photometrie Messung mit Hilfe eines Photometers z. B. Messung der Lichtintensität Absorption (Extinktion) einer Lösung abhängig von stofflicher Zusammensetzung Konzentration Ziel ist die Bestimmung der Konzentration einer Lösung durch Lichtmessungen 3

28 Optische Methoden Erläuterung zur Photometrie Absorption ( optische Dichte ) A = lg 1 T = lg I0 I I 0 bzw. I = Lichtintensität vor bzw. nach dem Probendurchgang d = Schichtdicke c = Konzentration der Probe T = Durchlässigkeit (Transmission) = I/I 0 4

29 Optische Methoden Herleitung des Lambert-Beer schen Gesetzes A = log I I 1 = log = a d T 0 Bouguer-Lambert a = ε c Beer sches Gesetz Johann Heinrich Lambert A = dekadische Absorption (früher Extinktion E) a = linearer dekadischer Absorptionskoeffizient T = Transmission ε = molarer dekadischer Absorptionskoeffizient I0 A = log = ε c d I Lambert-Beer sches Gesetz 5

30 Praktikum: Aufgabe 4 Photometrische Eisenbestimmung Aufnahme der Kalibrierkurve Messung der Extinktion von acht Lösungen mit bekanntem Eisengehalt bei 500 nm. Ansetzen der einzelnen Lösungen Entnahme von jeweils 10 ml der 30%igen KSCN-Lösung und entsprechender Menge an Fe-Vergleichslösung in 50 ml Kolben. Probe mit dest. Wasser auf 50 ml verdünnen, schütteln und min stehen lassen Nach min Extinktion messen Achtung Extinktion der Lösung ist von der Zeit abhängig! Wartezeiten zwischen Zugabe der Lösungen und der Messung muss bei allen Probeen gleich sein! 6

31 Praktikum: Aufgabe 4 Zeichnen der Kalibrierkurve x-achse: y-achse: Verbrauch Fe-Vergleichslösung Extinktion Versuchsdurchführung Entnahme von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe in 50 ml Kolben Zugabe von 10 ml der 30%igen KSCN-Lösung Probe mit dest. Wasser auf 50 ml verdünnen, schütteln und min stehen lassen Auswertung Nach min Extinktion messen Gemessene Extinktion in Kalibrierkurve eintragen und Eisengehalt ablesen m = F V 4 7

32 Elektrochemie Elektromotorische Kraft Batterien / Akkumulatoren Galvanische Zellen & Elektrolyse 8

33 Elektrochemie Redoxreaktion Reduktion Oxidation Elektronenaufnahme Elektronenabgabe Oxidation und Reduktion immer gekoppelt! Redoxpaar 1 Red 1 Ox 1 + e - Redoxpaar 2 Red 2 Ox 2 + e - Redoxreaktion Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 Elektronenfluss! 9

34 Elektrochemie Bsp. einer Redoxreaktion Metallisches Cu scheidet sich auf Zn-Stab ab Zn löst sich unter Bildung von Zn 2+ -Ionen Zn Cu Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Redoxreaktion kann in einem galvanischen Element ablaufen (z.b. Daniell-Element) Zn 2+ Cu 2+ Cu 2+ -Lösung 10

35 Elektrochemie Das Daniell-Element Redoxpaare Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ gekoppelt Reaktionsräume durch Diaphragma getrennt Redoxpaar 1 (Halbelement 1): Zn Zn e - (Anode: Oxidation) Redoxpaar 2 (Halbelement 2) Cu e - Cu (Kathode: Reduktion) Gesamtreaktion Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Elektronenfluss: ANODE KATHODE 11

36 Elektrochemie Das Daniell-Element Zink leichter oxidierbar als Kupfer Unterschiedliche Redoxpotentiale Potentialdifferenz zwischen Elektroden Spannung: EMK (elektromotorische Kraft) Redoxpotentiale bestimmen Richtung des Stromflusses Galvanisches Element kann elektr. Arbeit leisten 12

37 Elektrochemie Die Nernst-Gleichung Berechnung von Redoxpotentialen; E 0 = Standardpotential E = E 0 + RT zf ln c c Ox Red R: Gaskonstante (8,314 J / K mol); T: Temperatur (K) F: Faraday Konstante (96487 As / mol); z: Zahl umgesetzter Elektronen Walther Hermann Nernst Aus Einsetzen der Konstanten und der Umrechnung ln x =2,3026 lg x folgt für T = 298 K E = E 0 + 0,059 z lg c c Ox Red Konzentrationen der oxidierten bzw. reduzierten Form 13

38 Elektrochemie Die Nernst-Gleichung Konzentrationsabhängigkeit Konstante E = E 0 + 0,059 z lg c c Ox Red Konzentrationsabhängiger Teil Bsp.: Redoxpotential des Systems Cu/Cu 2+ bei verschiedenen Konzentrationen; E 0 = +0,34 V 0,059 c = 1 mol/l E = 0,34 V + lg1 lg 1 = 0 E = E 2 0 c = 0,2 mol/l E = 0,34V + 0,059 2 lg 0,2 E = 0,34 V + (-0,02) = 0,32 V Redoxpotential wird kleiner 14

39 Elektrochemie Elektromotorische Kraft (EMK) Spannung eines galvanischen Elements Berechnung der EMK eines galvanischen Elements mit der Nernst-Gleichung Bsp.: Daniell-Element E E = E 0,059 + lg c 2 0 Zn Zn 2+ Zn = E 0,059 + lg c 2 0 Cu Cu 2+ Cu ;E ;E 0 Zn 0 Cu = = - 0,76V + 0,34V EMK berechnet sich aus der Differenz der Redoxpotentiale ΔE = E Cu - E Zn = E 0 Cu - E 0 Zn + 0,059 c lg 2 c Cu Zn

40 Elektrochemie Standardwasserstoffelektrode Potential eines einzelnen Redoxpaares kann experimentell nicht bestimmt werden Exakt messbar: Gesamtspannung eines galvanischen Elements (Potentialdifferenz) Bezugssystem mit E 0 = 0 H H 2 O 2 H 3 O e - Potential bei 298 K: E H = E 0 H 0, a lg p 2 H 3 H O 2 + Aktivität Partialdruck 16

41 Elektrochemie Bestimmung von Standardpotentialen: Bestimmung des Standardpotentials vom Redoxsystem Cu/Cu 2+ 0 ΔE = - 0 = E + lg a 2+ E Cu Cu 0,059 2 Cu E Cu0 = +0,34 V Standardpotentiale sind Relativwerte bezogen auf die Standardwasserstoffelektrode deren Standardpotential willkürlich null gesetzt wurde 17

42 Elektrochemie Elektrochemische Spannungsreihe Standardpotentiale: Maß für Redoxverhalten eines Systems in wässriger Lösung Ordnung der Redoxsysteme nach der Größe ihrer Standardpotentiale: Spannungsreihe Red 1 Ox 1 Pot 1 e - Potential wird größer Red 2 Ox 2 Pot 2 Vorraussage freiwilliger Redoxreaktionen möglich Reduzierte Form eines Redoxsystems gibt Elektronen nur an oxidierte Formen von Redoxsystemen ab, die in der Spannungsreihe darunter stehen. 18

43 Elektrochemie Standardelektrodenpotentiale Spannungsreihe Unedle Metalle H 2 -Standard Edle Metalle 19

44 Elektrochemie Elektrolyse Galvanische Elemente: Ablauf freiwilliger Prozesse Elektrolyse: Ablauf nicht freiwilliger Prozesse durch Zuführung elektrischer Arbeit Bsp.: Redoxprozess im Daniell-Element Zn + Cu 2+ freiwillig erzwungen Zn 2+ + Cu Zn Zn 2+ Galvanischer Prozess Cu 2 e - Bei der Elektrolyse werden freiwillig 2 e - Elektrolyse Cu 2+ ablaufende galvanische Prozesse umgekehrt 20

45 Elektrochemie Anlegen einer Gleichspannung (Batterie) Elektronen fließen von Stromquelle zur Zn-Elektrode und entladen Zn 2+ Cu geht als Cu 2+ in Lösung; e - fließen zur Stromquelle Zn Batterie Umkehrung des Daniell-Elementes e - e - Membran Cu Gesamtreaktion Zn 2+ + Cu Zn + Cu 2+ ZnSO 4 -Lösung Zn 2+ SO 4 2- CuSO 4 -Lösung Cu 2+ Halbelement 1 Halbelement 2 21

46 Elektrochemie Zn -0,76 V Zn Zn e - Elektronenstrom e - Elektronenstrom 0 1,10 V H Stromquelle ΔE >1,10 V Cu +0,34 V Cu Cu e - Elektronenstrom Galvanischer Prozess Lage der Standardpotentiale von Zn und Cu Elektrolyse 22

47 Elektrochemie Voraussetzungen für die Elektrolyse (Zersetzungsspannung) angelegte Spannung muss mind. so groß sein wie die Spannung, die das galvanische Element liefert Stromstärke-Spannungs-Kurve Stromstärke Zersetzungsspannung aus Differenz der Redoxpotentiale meist etwas höhere Spannung erforderlich (Überwindung elektr. Widerstand der Zelle) Überspannung: Zersetzungsspannung höher als Differenz der Elektrodenpotentiale Zersetzungsspannung Elektrolysespannung Zersetzungsspannung: Differenz der Redoxpotentiale + Überspannung 23

48 Elektrochemie Überspannung Ursache: Kinetische Hemmung der Elektrodenreaktion; zusätzliche Spannung erforderlich abhängig von Elektrodenmaterial, Oberflächenbeschaffenheit und Stromdichte an der Elektrodenfläche (häufig: Überspannung von H 2, z.b. an Zn-, Pb- und Hg-Elektroden) Elektrolyse von Lösungen mit verschiedenen Ionensorten mit wachsender Spannung scheiden sich Ionensorten nacheinander ab An der Kathode werden zuerst die Kationen mit dem positivsten Potential entladen An der Anode werden zuerst die Ionen mit dem negativesten Redoxpotential oxidiert Ausnahmen z. B. durch Überspannung 24

49 Praktikum: Aufgabe 7 Gravimetrische Bestimmung von Kupfer Anode: 2 H 2 O O 2 + 4H + + 4e - Oxidation Kathode: Cu 2+ +2e - Cu Reduktion

50 Praktikum: Aufgabe 7 Gravimetrische Bestimmung von Kupfer Vor dem Versuch Netzelektrode aus Platin wird durch Eintauchen in heiße konz. HNO 3 und anschl. Abspühlen mit VE-Wasser gereinigt. Anschl. kurz in Ethanol tauchen und zur Vertreibung des Alkohols kurz in den Trockenschrank legen Platinelektroden dürfen nur am Haltegriff angefaßt werden Versuchsdurchführung Entnahme von 25 ml der auf 100 ml aufgefüllten Probe in ein 150 ml Becherglas und auffüllen dieser Lösung auf 100 ml. Zugabe von 3 ml konz. H 2 SO 4 Erhitzen der Lösung bis zum Sieden 25

51 Praktikum: Aufgabe 7 Gravimetrische Bestimmung von Kupfer Kontaktklemmen am Elektrolysestativ befestigen Netz: Kathode Spirale: Anode. Das Becherglas wird mit zwei Uhrglashälften abgedeckt Es wird bei 2 Volt elektrolysiert bis die Lösung farblos ist Ohne Stromunterbrechung Uhrglashälften und oberen Rand des Becherglases mit Wasser abspritzen Elektrolyse beendet wenn sich innerhalb von 15 min kein Kupfer mehr abscheidet Auswertung Abgeschiedene Kupfermenge ergibt sich jeweils aus der Gewichtszunahme der Elektrode 26